Составление химических формул соединений по валентности элементов. формулы были им написаны. Проверьте: так ли это? Вот какие
Одной из важных в изучении школьных тем является курс, касающийся валентности. Об этом пойдет речь в статье.
Валентность — что это такое?
Валентность в химии означает свойство атомов химического элемента привязывать к себе атомы другого элемента. В переводе с латыни — сила. Выражается она в числах. Например, валентность водорода всегда будет равняться единице. Если взять формулу воды — Н2О, ее можно представить в виде Н — О — Н. Один атом кислорода смог связать с собой два атома водорода. Значит, количество связей, которые создает кислород, равно двум. И валентность этого элемента будет равняться двум.
Волновая функция вычисляется с использованием уравнения, уравнения Шредингера, которое описывает эволюцию электрона с течением времени и разрешение которого позволяет определить геометрию объемов, в которых она движется. Для атома в основном состоянии каждый слой, кроме первого, делится на подслои. Интервал значения, которому он принадлежит, ограничивает максимальное количество электронов в каждом подслое. В зависимости от значения есть два возможных значения ½. Электронная конфигурация атома должна также учитывать несколько принципов.
В свою очередь, водород будет двухвалентным. Его атом может быть соединен только с одним атомом химического элемента. В данном случае с кислородом. Говоря точнее, атомы в зависимости от валентности элемента, образуют пары электронов. Сколько таких пар образовано — таковой и будет валентность. Числовое значение именуется индексом. У кислорода индекс 2.
Заполнение электронных слоев. Квантовые числа, характеризующие орбитали, накладывают слоистое и подслоевое распределение электронов и ограничивают максимальное количество электронов на каждом энергетическом уровне. Но заполнение электронных слоев также подчиняется 4 точным правилам, которые позволяют правильно расположить электроны вокруг ядра.
Эти принципы заключаются в следующем: - Принцип исключения Паули утверждает, что два электрона одного и того же атома не могут иметь четырех идентичных квантовых чисел. Число электронов, которые должны быть помещены, задается атомным номером. Этот режим заполнения уровня, который предполагает, что электронная конфигурация такая же, как у элемента атомного номера единицы, плюс электрон, известна как Принцип Ауфбау. В случае металлов, таких как алюминий и медь, мы отмечаем наличие одиночного электрона на последнем слое, этот электрон тогда будет восприимчив к участвовать в проведении электричества.
Как определить валентность химических элементов по таблице Дмитрия Менделеева
Посмотрев на таблицу элементов Менделеева, можно заметить вертикальные ряды. Их называют группами элементов. От группы зависит и валентность. Элементы первой группы имеют первую валентность. Второй — вторую. Третьей — третью. И так далее.
Есть также элементы с постоянным индексом валентности. Например, водород, группа галогенов, серебро и так далее. Их необходимо выучить обязательно.
Они очень реактивны, потому что они легко дают свой валентный электрон: они очень легко окисляются. Последнее слабо удерживается ядром, поскольку атомы щелочного семейства обладают наибольшим атомным радиусом периода, к которому они принадлежат. Все элементы группы галогенов имеют более сильный ядерный заряд, чем атомы, предшествующие им за тот же период. Поэтому они имеют меньший атомный радиус и их 7 валентных электронов сильно удерживаются. Атомы галогенов также очень реакционноспособны, потому что они стремятся к электрону: хлор, который является частью семейства галогенов, имеет семь периферийных электронов.
Как определить валентность химических элементов по формулам?
Иногда сложно определить по таблице Менделеева валентность. Тогда нужно смотреть конкретную химическую формулу. Возьмем оксид FeO. Здесь и у железа, как у кислорода, индекс валентности будет равняться двум. А вот в оксиде Fe2O3 — по-другому. Железо будет трехвалентным.
Пример электронных конфигурационных переходных металлов: все члены этого семейства являются металлами. Они, как правило, менее реакционноспособны, чем щелочные и щелочноземельные металлы, их реакции с элементами других семей иногда сложны. Но они могут в большинстве своем объединиться или с другими элементами других семей с образованием сплавов. Некоторые из них способны давать более одного положительного иона, а некоторые элементы имеют валентности, которые придают им переменные физические и химические свойства.
Полиэлектронные атомы: наблюдение электронной структуры и свойств В отличие от атома водорода полная энергия электрона, принадлежащего многоэлектронному атому, не может. Вторая тема: здоровье Страница 5 История периодической классификации Настоящему российскому химику Менделееву мы обязаны первой современной версией последовательной классификации элементов.
Нужно помнить всегда разные способы определения валентности и не забывать их. Знать постоянные ее числовые значения. У каких элементов они есть. И, конечно, пользоваться таблицей химических элементов. А также изучать отдельные химические формулы. Лучше представлять их в схематическом виде: Н — О — Н, например. Тогда видны связи. И количество черточек (тире) будет числовым значением валентности.
Периодическая таблица. Развитие периодической таблицы во времена Менделеева мы даже не обнаружили, что электрон Менделеев был убежден, что свойства элементов. Обозначения молекул и ионов Льюиса. Периодическая классификация Исторические синонимы. Также называется таблицей Менделеева или периодической таблицей.
Модели и строение атома. Материал состоит из небольших «зерен», невидимых невооруженным глазом: «Атомы». Реакции окислительно-восстановительного процесса. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой реакции, в которых изменяются электронные среды атомов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
Определение валентности по кислороду
Глава 3: От атома к химическому элементу Материя состоит из атомов. Некоторые атомы могут образовывать моноатомные ионы. Атомы и соответствующие моноатомные ионы могут. Упражнения по периодической классификации. Выведите из электронной структуры место в периодической классификации. Приведем электронную структуру в их фундаментальном состоянии атомов ниже.
Вопрос 1 Поскольку германий находится в той же колонке, что и углерод, это означает, что он имеет 4 электрона. Это основной элемент твердых веществ, жидкостей и газов. Эта система основана на семи величинах. Химические соединения Химические соединения Мы знаем, что атомы различных элементов объединяются вместе, образуя молекулы и соединения. Элементы связаны друг с другом.
При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления
Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
Необычные способы определения валентности элементов
Знать, как использовать периодическую классификацию. Молекула воды Вода состоит из кислорода и водорода. Глава 1 Структура атома Лукреция, более двух тысяч лет назад, была завершена единственной аргументацией, что атом является наименьшей возможной долей материи, которая по-прежнему сохраняет свои свойства.
Составлять формулы и говорил, что
Структура материи 1 Модель атома Атомы являются составляющими вещества. Они, в некотором роде, кирпичи вселенной: все вокруг нас построено из них. Физические науки: химические реакции и радиоактивность Атомная теория Химия = исследование материи Материя - это вещество, которое составляет каждое тело с ощутимой реальностью.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Элемент | Степень окисления практически во всех соединениях | Исключения |
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода — Запомнить элементы с постоянной и переменной валентностьюМастера Дж. Эволюция химических свойств за тот же период. Устойчивость атомов благородного газа: в природе атомы склонны связывать форму. Глава 1 Структура и свойства атома - Периодическая классификация элементов Резюме курса Ядерные и атомные структуры Атом образуется из ядра и процессии электронов. Общие цели Курс химии. Когда Эдвард Франкленд изучает большое количество органических соединений, он обнаруживает, что вещества имеют «силу сцепления» - атомы химического элемента всегда ассоциируются с точно определенным числом атомов из другого химического элемента. Это свойство называется валентностью. |
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Причина, по которой разные химические элементы связаны с другим числом атомов, - это разница в валентности. Для сравнения валентности химических элементов была введена валентная мера. Валидность водорода выбирается на единицу измерения. Некоторые элементы имеют постоянную, но другую переменную валентность. Например, водород, натрий, калий всегда имеют первую валентность, кислород и кальций всегда имеют вторую валентность, а алюминий всегда имеет третью валентность. Валентность этих элементов постоянна и НИКОГДА не меняется.
Однако существуют элементы, имеющие переменную валентность. Типичным таким элементом является хлор. Он проявляет различную валентность в различных соединениях, в которых он участвует. Пример: индекс верхнего правого элемента. В этом случае водород является первой константой валентности, а кислород имеет вторую постоянную валентность. Переменные валентные элементы имеют более низкую и более высокую валентность - более низкое - это наименьшее числовое значение, а более высокая валентность - наивысшее числовое значение.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = № группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Вещества с постоянной валентностью
Благодаря валентности мы можем написать химические формулы по данной валентности и определить валентность элемента в данной химической формуле.
Некоторые элементы с переменной валентностью
- Водород; кислород; натрий; калий; кальций; Алюминий.
- Железо; мед; фосфор; Сера.
Развитие навыков общения с использованием языка химии. Формирование ценностей и взглядов на влияние химии на природу и общество. В конце этого класса студент сможет. Определить понятие валентности. Различают валентности различных элементов. Определить валентность элемента.
Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях
Пример 1
Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x :
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y :
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .
Валентность
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
1) неспаренных электронов
2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
3) пустых электронных орбиталей валентного уровня
Валентные возможности атома водорода
Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Валентные возможности атома углерода
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Валентные возможности атома азота
Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.
Валентные возможности фосфора
Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:
Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.
Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.
В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:
Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.
Валентные возможности атома кислорода
Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:
Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).
Из-за того что атом азота не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.
Валентные возможности атома серы
Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:
У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.
Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:
В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.
При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:
В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VII. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.
Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.