Stan wartościowości atomów pierwiastków chemicznych. Możliwości wartościowości atomów pierwiastków chemicznych - Hipermarket Wiedzy. Możliwości wartościowości atomu tlenu

Elektroujemność, podobnie jak inne właściwości atomów pierwiastków chemicznych, zmienia się okresowo wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka:

Powyższy wykres przedstawia okresowość zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup w zależności od liczby atomowej pierwiastka.

Podczas przesuwania się w dół podgrupy układu okresowego elektroujemność pierwiastków chemicznych maleje, a podczas przesuwania się w prawo wzdłuż okresu wzrasta.

Elektroujemność odzwierciedla niemetaliczność pierwiastków: im wyższa wartość elektroujemności, tym więcej właściwości niemetalicznych ma pierwiastek.

Stan utlenienia

Jak obliczyć stopień utlenienia pierwiastka w związku?

1) Stopień utlenienia pierwiastków chemicznych w prostych substancjach jest zawsze zerowy.

2) Istnieją pierwiastki, które w substancjach złożonych wykazują stały stopień utlenienia:

3) W zdecydowanej większości związków istnieją pierwiastki chemiczne, które wykazują stały stopień utlenienia. Elementy te obejmują:

Element	Stan utlenienia prawie wszystkich związków	Wyjątki
wodór H	+1	Wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, na przykład:
tlen O	-2	Nadtlenki wodoru i metali: Fluorek tlenu -

4) Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce zawsze wynosi zero. Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów jonu jest równa ładunkowi jonu.

5) Najwyższy (maksymalny) stopień utlenienia jest równy numerowi grupy. Wyjątkami nieobjętymi tą regułą są pierwiastki wtórnej podgrupy grupy I, elementy wtórnej podgrupy grupy VIII, a także tlen i fluor.

Pierwiastki chemiczne, których numer grupy nie pokrywa się z najwyższym stopniem utlenienia (obowiązkowo zapamiętać)

6) Najniższy stopień utlenienia metali wynosi zawsze zero, a najniższy stopień utlenienia niemetali oblicza się ze wzoru:

najniższy stopień utlenienia niemetalu = numer grupy - 8

Na podstawie przedstawionych powyżej zasad można ustalić stopień utlenienia pierwiastka chemicznego w dowolnej substancji.

Wyznaczanie stopni utlenienia pierwiastków w różnych związkach

Przykład 1

Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków kwasu siarkowego.

Rozwiązanie:

Zapiszmy wzór kwasu siarkowego:

Stopień utlenienia wodoru we wszystkich substancjach złożonych wynosi +1 (z wyjątkiem wodorków metali).

Stopień utlenienia tlenu we wszystkich substancjach złożonych wynosi -2 (z wyjątkiem nadtlenków i fluorku tlenu OF 2). Uporządkujmy znane stopnie utlenienia:

Oznaczmy stopień utlenienia siarki jako X:

Cząsteczka kwasu siarkowego, podobnie jak cząsteczka dowolnej substancji, jest ogólnie obojętna elektrycznie, ponieważ suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero. Schematycznie można to przedstawić w następujący sposób:

Te. otrzymaliśmy następujące równanie:

Rozwiążmy to:

Zatem stopień utlenienia siarki w kwasie siarkowym wynosi +6.

Przykład 2

Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków w dwuchromianie amonu.

Rozwiązanie:

Zapiszmy wzór na dwuchromian amonu:

Podobnie jak w poprzednim przypadku możemy uporządkować stopnie utlenienia wodoru i tlenu:

Widzimy jednak, że nieznane są stopnie utlenienia dwóch pierwiastków chemicznych naraz - azotu i chromu. Dlatego nie możemy znaleźć stopni utlenienia podobnie jak w poprzednim przykładzie (jedno równanie z dwiema zmiennymi nie ma jednego rozwiązania).

Zwróćmy uwagę na fakt, że substancja ta należy do klasy soli i dlatego ma strukturę jonową. Wtedy słusznie możemy powiedzieć, że w składzie dwuchromianu amonu znajdują się kationy NH 4 + (ładunek tego kationu widać w tabeli rozpuszczalności). W konsekwencji, ponieważ jednostka wzoru dichromianu amonu zawiera dwa dodatnio, pojedynczo naładowane kationy NH 4 +, ładunek jonu dichromianu jest równy -2, ponieważ substancja jako całość jest elektrycznie obojętna. Te. substancję tworzą kationy NH 4 + i aniony Cr 2 O 7 2-.

Znamy stopnie utlenienia wodoru i tlenu. Wiedząc, że suma stopni utlenienia atomów wszystkich pierwiastków w jonie jest równa ładunkowi i oznaczając stopnie utlenienia azotu i chromu jako X I y odpowiednio możemy napisać:

Te. otrzymujemy dwa niezależne równania:

Rozwiązujemy które, znajdujemy X I y:

Zatem w dwuchromianie amonu stopnie utlenienia azotu wynoszą -3, wodór +1, chrom +6 i tlen -2.

Możesz przeczytać, jak określić stopnie utlenienia pierwiastków w substancjach organicznych.

Wartościowość

Wartościowość atomów jest oznaczona cyframi rzymskimi: I, II, III itd.

Zdolności wartościowe atomu zależą od ilości:

1) niesparowane elektrony

2) samotne pary elektronów na orbitali poziomów walencyjnych

3) puste orbitale elektronowe poziomu walencyjnego

Możliwości walencyjne atomu wodoru

Przedstawmy elektronowy wzór graficzny atomu wodoru:

Mówi się, że na możliwości walencyjne mogą wpływać trzy czynniki: obecność niesparowanych elektronów, obecność wolnych par elektronów na poziomie zewnętrznym oraz obecność wolnych (pustych) orbitali na poziomie zewnętrznym. Widzimy jeden niesparowany elektron na zewnętrznym (i jedynym) poziomie energii. Na tej podstawie wodór z pewnością może mieć wartościowość I. Jednakże na pierwszym poziomie energii istnieje tylko jeden podpoziom – S, te. Atom wodoru na poziomie zewnętrznym nie ma ani samotnych par elektronów, ani pustych orbitali.

Zatem jedyną wartościowością, jaką może wykazywać atom wodoru, jest I.

Możliwości wartościowości atomu węgla

Rozważmy strukturę elektronową atomu węgla. W stanie podstawowym konfiguracja elektroniczna jego poziomu zewnętrznego jest następująca:

Te. w stanie podstawowym na zewnętrznym poziomie energii niewzbudzonego atomu węgla znajdują się 2 niesparowane elektrony. W tym stanie może wykazywać wartościowość II. Jednak atom węgla bardzo łatwo przechodzi w stan wzbudzony, gdy zostanie mu przekazana energia, a konfiguracja elektronowa warstwy zewnętrznej w tym przypadku przyjmuje postać:

Pomimo tego, że na proces wzbudzenia atomu węgla zużywa się pewną ilość energii, wydatek ten jest z nawiązką kompensowany przez utworzenie czterech wiązań kowalencyjnych. Z tego powodu wartościowość IV jest znacznie bardziej charakterystyczna dla atomu węgla. Na przykład węgiel ma wartościowość IV w cząsteczkach dwutlenku węgla, kwasu węglowego i absolutnie wszystkich substancji organicznych.

Oprócz niesparowanych elektronów i samotnych par elektronów, obecność wolnych orbitali () poziomu walencyjnego wpływa również na możliwości walencyjne. Obecność takich orbitali na poziomie zapełnionym powoduje, że atom może pełnić funkcję akceptora pary elektronowej, tj. tworzą dodatkowe wiązania kowalencyjne poprzez mechanizm donor-akceptor. Przykładowo, wbrew oczekiwaniom, w cząsteczce tlenku węgla CO wiązanie nie jest podwójne, lecz potrójne, co wyraźnie widać na poniższej ilustracji:

Możliwości walencyjne atomu azotu

Napiszmy elektroniczny wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu azotu:

Jak widać z powyższej ilustracji, atom azotu w stanie normalnym ma 3 niesparowane elektrony, dlatego logiczne jest założenie, że może on wykazywać wartościowość III. Rzeczywiście, wartościowość trzech obserwuje się w cząsteczkach amoniaku (NH 3), kwasu azotawego (HNO 2), trójchlorku azotu (NCl 3) itp.

Powyżej powiedziano, że wartościowość atomu pierwiastka chemicznego zależy nie tylko od liczby niesparowanych elektronów, ale także od obecności wolnych par elektronów. Wynika to z faktu, że kowalencyjne wiązanie chemiczne może powstać nie tylko wtedy, gdy dwa atomy dostarczają sobie jeden elektron, ale także wtedy, gdy jeden atom ma wolną parę elektronów - donor () dostarcza go innemu atomowi z wolnym ( ) poziom walencyjny orbity (akceptor). Te. Dla atomu azotu możliwa jest również wartościowość IV dzięki dodatkowemu wiązaniu kowalencyjnemu utworzonemu przez mechanizm donor-akceptor. Na przykład podczas tworzenia kationu amonowego obserwuje się cztery wiązania kowalencyjne, z których jedno jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor:

Pomimo tego, że jedno z wiązań kowalencyjnych powstaje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, wszystkie wiązania N-H w kationie amonowym są absolutnie identyczne i nie różnią się od siebie.

Atom azotu nie może wykazywać wartościowości równej V. Wynika to z faktu, że atom azotu nie może przejść do stanu wzbudzonego, w którym dwa elektrony są sparowane wraz z przejściem jednego z nich na orbital swobodny najbliższy poziomowi energetycznemu. Atom azotu nie ma D-podpoziom, a przejście na orbital 3s jest energetycznie tak kosztowne, że koszty energii nie są pokrywane przez tworzenie nowych wiązań. Wiele osób może się zastanawiać, jaka jest wartościowość azotu na przykład w cząsteczkach kwasu azotowego HNO 3 lub tlenku azotu N 2 O 5? Co dziwne, wartościowość wynosi również IV, jak widać z następujących wzorów strukturalnych:

Linia przerywana na ilustracji przedstawia tzw zdelokalizowany π -połączenie. Z tego powodu końcowe wiązania NO można nazwać „półtora wiązaniami”. Podobne półtora wiązania występują również w cząsteczce ozonu O 3, benzenu C 6 H 6 itp.

Możliwości wartościowości fosforu

Przedstawmy elektroniczny wzór graficzny poziomu energii zewnętrznej atomu fosforu:

Jak widzimy, struktura zewnętrznej warstwy atomu fosforu w stanie podstawowym i atomu azotu jest taka sama, dlatego logiczne jest oczekiwanie dla atomu fosforu, a także dla atomu azotu możliwych wartościowości równych I, II, III i IV, jak zaobserwowano w praktyce.

Jednak w przeciwieństwie do azotu, atom fosforu również ma D-podpoziom z 5 wolnymi orbitalami.

Pod tym względem jest w stanie przejść do stanu wzbudzonego, parując elektrony 3 S-orbitale:

Zatem możliwa jest wartościowość V dla atomu fosforu, która jest niedostępna dla azotu. Na przykład atom fosforu ma wartościowość pięć w cząsteczkach związków, takich jak kwas fosforowy, halogenki fosforu (V), tlenek fosforu (V) itp.

Możliwości wartościowości atomu tlenu

Elektronowy wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu tlenu ma postać:

Na drugim poziomie widzimy dwa niesparowane elektrony, dlatego dla tlenu możliwa jest wartościowość II. Należy zauważyć, że tę wartościowość atomu tlenu obserwuje się w prawie wszystkich związkach. Powyżej, rozważając możliwości wartościowości atomu węgla, omówiliśmy powstawanie cząsteczki tlenku węgla. Wiązanie w cząsteczce CO jest potrójne, dlatego zawarty w nim tlen jest trójwartościowy (tlen jest donorem pary elektronów).

Ze względu na to, że atom tlenu nie ma zewnętrznego D-podpoziom, parowanie elektronów S I P- orbitale jest niemożliwe, dlatego możliwości wartościowości atomu tlenu są ograniczone w porównaniu z innymi pierwiastkami jego podgrupy, na przykład siarką.

Możliwości walencyjne atomu siarki

Zewnętrzny poziom energii atomu siarki w stanie niewzbudzonym:

Atom siarki, podobnie jak atom tlenu, zwykle ma dwa niesparowane elektrony, zatem możemy stwierdzić, że w przypadku siarki możliwa jest wartościowość wynosząca dwa. Rzeczywiście siarka ma wartościowość II, na przykład w cząsteczce siarkowodoru H2S.

Jak widzimy, atom siarki pojawia się na poziomie zewnętrznym D-podpoziom z pustymi orbitalami. Z tego powodu atom siarki, w przeciwieństwie do tlenu, może rozszerzać swoje możliwości wartościowości w wyniku przejścia do stanów wzbudzonych. Zatem podczas parowania samotnej pary elektronów 3 P-podpoziom, atom siarki uzyskuje konfigurację elektroniczną poziomu zewnętrznego w postaci:

W tym stanie atom siarki ma 4 niesparowane elektrony, co mówi nam, że atomy siarki mogą wykazywać wartościowość IV. Rzeczywiście siarka ma wartościowość IV w cząsteczkach SO 2, SF 4, SOCl 2 itp.

Podczas parowania drugiej wolnej pary elektronów znajdującej się w pozycji 3 S-podpoziom, zewnętrzny poziom energii przyjmuje konfigurację:

W tym stanie możliwa staje się manifestacja wartościowości VI. Przykładami związków z VI-wartościową siarką są SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 itp.

Podobnie możemy rozważyć możliwości wartościowości innych pierwiastków chemicznych.

>> Chemia: Możliwości wartościowości atomów pierwiastków chemicznych

Struktura zewnętrznych poziomów energii atomów pierwiastków chemicznych determinuje głównie właściwości ich atomów. Dlatego poziomy te nazywane są poziomami walencyjnymi. Elektrony z tych poziomów, a czasami z poziomów przedzewnętrznych, mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie elektrony nazywane są także elektronami walencyjnymi.

Wartościowość atomu pierwiastka chemicznego zależy przede wszystkim od liczby niesparowanych elektronów biorących udział w tworzeniu wiązania chemicznego.

Treść lekcji notatki z lekcji ramka wspomagająca prezentację lekcji metody przyspieszania technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia autotest warsztaty, szkolenia, case'y, zadania prace domowe dyskusja pytania retoryczne pytania uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazy, grafiki, tabele, diagramy, humor, anegdoty, dowcipy, komiksy, przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły sztuczki dla ciekawskich szopki podręczniki podstawowy i dodatkowy słownik terminów inne Udoskonalanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu podręcznika, elementy innowacji na lekcji, wymiana przestarzałej wiedzy na nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na rok, zalecenia metodyczne, programy dyskusji Zintegrowane Lekcje

Właściwości atomu w dużej mierze zależą od struktury jego zewnętrznej warstwy elektronowej. W tworzeniu wiązań chemicznych mogą brać udział elektrony znajdujące się na zewnętrznej, a czasami na przedostatniej warstwie elektronowej atomu. Takie elektrony nazywane są wartościowość Na przykład atom fosforu ma 5 elektronów walencyjnych: (ryc. 1).

Ryż. 1. Elektronowy wzór atomu fosforu

Elektrony walencyjne atomów pierwiastków głównych podgrup znajdują się na orbitali s i p zewnętrznej warstwy elektronowej. Dla elementów podgrup bocznych, z wyjątkiem lantanowców i aktynowców, elektrony walencyjne znajdują się na orbitalu s warstwy zewnętrznej i orbitale d przedostatniej warstwy.

Wartościowość to zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych. Ta definicja i samo pojęcie wartościowości są poprawne tylko w odniesieniu do substancji z wiązaniem kowalencyjnym. W przypadku związków jonowych koncepcja ta nie ma zastosowania; zamiast tego stosuje się formalne pojęcie „stanu utlenienia”.

Wartościowość charakteryzuje się liczbą par elektronów powstających, gdy atom oddziałuje z innymi atomami. Na przykład wartościowość azotu w amoniaku NH3 wynosi trzy (ryc. 2).

Ryż. 2. Elektroniczne i graficzne wzory cząsteczki amoniaku

Liczba par elektronów, jakie atom może utworzyć z innymi atomami, zależy przede wszystkim od liczby jego niesparowanych elektronów. Na przykład atom węgla ma dwa niesparowane elektrony na orbitali 2p (ryc. 3). Z liczby niesparowanych elektronów możemy powiedzieć, że taki atom węgla może wykazywać wartościowość II.

Ryż. 3. Budowa elektronowa atomu węgla w stanie podstawowym

We wszystkich substancjach organicznych i niektórych związkach nieorganicznych węgiel jest czterowartościowy. Taka wartościowość jest możliwa tylko w stanie wzbudzonym atomu węgla, w który przekształca się on po otrzymaniu dodatkowej energii.

W stanie wzbudzonym elektrony 2s w atomie węgla są sparowane, z których jeden przechodzi na wolny orbital 2p. Cztery niesparowane elektrony mogą utworzyć cztery wiązania kowalencyjne. Stan wzbudzony atomu jest zwykle oznaczany „gwiazdką” (ryc. 4).

Ryż. 4. Budowa elektronowa atomu węgla w stanie wzbudzonym

Czy azot może mieć wartościowość pięć, w oparciu o liczbę jego elektronów walencyjnych? Rozważmy możliwości wartościowości atomu azotu.

Atom azotu ma dwie warstwy elektronowe, na których znajduje się tylko 7 elektronów (ryc. 5).

Ryż. 5. Elektroniczny schemat budowy zewnętrznej warstwy atomu azotu

Azot może dzielić trzy pary elektronów z trzema innymi elektronami. Para elektronów na orbicie 2s może również brać udział w tworzeniu wiązania, ale poprzez inny mechanizm - donor-akceptor, tworząc czwarte wiązanie.

Parowanie elektronów 2s w atomie azotu jest niemożliwe, ponieważ na drugiej warstwie elektronowej nie ma podpoziomu d. Dlatego najwyższą wartościowością azotu jest IV.

Podsumowanie lekcji

Na tej lekcji nauczyłeś się określać wartościowość atomów pierwiastków chemicznych. Studiując materiał, dowiedziałeś się, ile atomów innych pierwiastków chemicznych może przyłączyć się do siebie dany atom, a także dlaczego pierwiastki wykazują różne wartości wartościowości.

Bibliografia

1. Nowoszynski I.I., Nowoszynskaja N.S. Chemia. Podręcznik do edukacji ogólnej dla klasy 10. ustanowienie Poziom profilu. - M.: LLC TID „Russian Word - RS”, 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemii ogólnej. Klasa 11: edukacyjna. dla edukacji ogólnej uczelnia: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - M.: Edukacja, OJSC „Podręczniki moskiewskie”, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. Chemia. Materiał dydaktyczny. 10-11 klas. - M.: Edukacja, 2011.
4. Chomczenko I.D. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii dla szkoły średniej. - M .: RIA „Nowa fala”: Wydawnictwo Umerenkov, 2008. (s. 8)

1. Ujednolicony zbiór cyfrowych zasobów edukacyjnych (doświadczenia wideo na ten temat) ().
2. Elektroniczna wersja czasopisma „Chemia i Życie” ().

Praca domowa

1. Z. 30 nr 2.41, 2.43 ze zbioru zadań i ćwiczeń z chemii dla szkoły średniej (Khomczenko I.D.), 2008.
2. Zapisz schematy elektroniczne budowy atomu chloru w stanie podstawowym i wzbudzonym.
3. Ile elektronów walencyjnych znajduje się w atomie: a) berylu; b) tlen; c) siarka?

DEFINICJA

Fosfor znajduje się w trzecim okresie grupy V głównej (A) podgrupy układu okresowego.

Fosfor tworzy kilka odmian alotropowych: fosfor biały, czerwony i czarny.

W czystej postaci biały fosfor jest całkowicie bezbarwny i przezroczysty; techniczny biały fosfor ma żółtawy kolor i wyglądem przypomina wosk. Gęstość 1,83 g/cm3. Na zimno biały fosfor jest kruchy, ale w temperaturach powyżej 15 o C staje się miękki i można go łatwo przeciąć nożem. Łatwo utlenia się na powietrzu, powodując świecenie w ciemności. Posiada molekularną sieć krystaliczną, w węzłach której znajdują się czworościenne cząsteczki P4. Trujący.

Fosfor czerwony składa się z kilku form, które są substancjami polimerowymi, których skład nie jest w pełni poznany. Utlenia się powoli na powietrzu, nie świeci w ciemności i jest nietoksyczny. Gęstość 2,0-2,4 g/cm3. Sublimuje po podgrzaniu. Po ochłodzeniu oparów czerwonego fosforu otrzymuje się fosfor biały.

Fosfor czarny powstaje z fosforu białego poprzez ogrzewanie go pod wysokim ciśnieniem w temperaturze 200-220 o C. Wyglądem przypomina grafit, jest tłusty w dotyku. Gęstość - 2,7 g/cm3. Półprzewodnik.

Wartościowość fosforu w związkach

Fosfor jest piętnastym pierwiastkiem układu okresowego D.I. Mendelejew. Jest w trzeciej kwarcie grupy VA. Jądro atomu fosforu zawiera 15 protonów i 16 neutronów (liczba masowa wynosi 31). Atom fosforu ma trzy poziomy energetyczne, które zawierają 15 elektronów (ryc. 1).

Ryż. 1. Budowa atomu fosforu.

Wzór elektroniczny atomu fosforu w stanie podstawowym jest następujący:

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 .

Oraz diagram energii (skonstruowany tylko dla elektronów zewnętrznego poziomu energii, czyli inaczej nazywanych wartościowością):

Obecność trzech niesparowanych elektronów wskazuje, że fosfor może wykazywać wartościowość III (P III 2 O 3, Ca 3 P III 2, P III H 3 itd.).

Ponieważ w trzeciej warstwie energetycznej oprócz podpoziomów 3s i 3p znajduje się również podpoziom 3d, atom fosforu charakteryzuje się obecnością stanu wzbudzonego: para elektronów podpoziomu 3s odparowuje i jeden z nich zajmuje wolny orbital podpoziomu 3d.

Obecność pięciu niesparowanych elektronów wskazuje, że fosfor charakteryzuje się również wartościowością V (P V 2 O 5, H 3 P V O 4, P V Cl 5 itp.).

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Właściwości atomu w dużej mierze zależą od struktury jego zewnętrznej warstwy elektronowej. W tworzeniu wiązań chemicznych mogą brać udział elektrony znajdujące się na zewnętrznej, a czasami na przedostatniej warstwie elektronowej atomu. Takie elektrony nazywane są wartościowość Na przykład atom fosforu ma 5 elektronów walencyjnych: (ryc. 1).

Ryż. 1. Elektronowy wzór atomu fosforu

Elektrony walencyjne atomów pierwiastków głównych podgrup znajdują się na orbitali s i p zewnętrznej warstwy elektronowej. Dla elementów podgrup bocznych, z wyjątkiem lantanowców i aktynowców, elektrony walencyjne znajdują się na orbitalu s warstwy zewnętrznej i orbitale d przedostatniej warstwy.

Wartościowość to zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych. Ta definicja i samo pojęcie wartościowości są poprawne tylko w odniesieniu do substancji z wiązaniem kowalencyjnym. W przypadku związków jonowych koncepcja ta nie ma zastosowania; zamiast tego stosuje się formalne pojęcie „stanu utlenienia”.

Wartościowość charakteryzuje się liczbą par elektronów powstających, gdy atom oddziałuje z innymi atomami. Na przykład wartościowość azotu w amoniaku NH3 wynosi trzy (ryc. 2).

Ryż. 2. Elektroniczne i graficzne wzory cząsteczki amoniaku

Liczba par elektronów, jakie atom może utworzyć z innymi atomami, zależy przede wszystkim od liczby jego niesparowanych elektronów. Na przykład atom węgla ma dwa niesparowane elektrony na orbitali 2p (ryc. 3). Z liczby niesparowanych elektronów możemy powiedzieć, że taki atom węgla może wykazywać wartościowość II.

Ryż. 3. Budowa elektronowa atomu węgla w stanie podstawowym

We wszystkich substancjach organicznych i niektórych związkach nieorganicznych węgiel jest czterowartościowy. Taka wartościowość jest możliwa tylko w stanie wzbudzonym atomu węgla, w który przekształca się on po otrzymaniu dodatkowej energii.

W stanie wzbudzonym elektrony 2s w atomie węgla są sparowane, z których jeden przechodzi na wolny orbital 2p. Cztery niesparowane elektrony mogą utworzyć cztery wiązania kowalencyjne. Stan wzbudzony atomu jest zwykle oznaczany „gwiazdką” (ryc. 4).

Ryż. 4. Budowa elektronowa atomu węgla w stanie wzbudzonym

Czy azot może mieć wartościowość pięć, w oparciu o liczbę jego elektronów walencyjnych? Rozważmy możliwości wartościowości atomu azotu.

Atom azotu ma dwie warstwy elektronowe, na których znajduje się tylko 7 elektronów (ryc. 5).

Ryż. 5. Elektroniczny schemat budowy zewnętrznej warstwy atomu azotu

Azot może dzielić trzy pary elektronów z trzema innymi elektronami. Para elektronów na orbicie 2s może również brać udział w tworzeniu wiązania, ale poprzez inny mechanizm - donor-akceptor, tworząc czwarte wiązanie.

Parowanie elektronów 2s w atomie azotu jest niemożliwe, ponieważ na drugiej warstwie elektronowej nie ma podpoziomu d. Dlatego najwyższą wartościowością azotu jest IV.

Podsumowanie lekcji

Na tej lekcji nauczyłeś się określać wartościowość atomów pierwiastków chemicznych. Studiując materiał, dowiedziałeś się, ile atomów innych pierwiastków chemicznych może przyłączyć się do siebie dany atom, a także dlaczego pierwiastki wykazują różne wartości wartościowości.

Bibliografia

1. Nowoszynski I.I., Nowoszynskaja N.S. Chemia. Podręcznik do edukacji ogólnej dla klasy 10. ustanowienie Poziom profilu. - M.: LLC TID „Russian Word - RS”, 2008. (§ 9)
2. Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemii ogólnej. Klasa 11: edukacyjna. dla edukacji ogólnej uczelnia: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - M.: Edukacja, OJSC „Podręczniki moskiewskie”, 2010. (§ 5)
3. Radetsky A.M. Chemia. Materiał dydaktyczny. 10-11 klas. - M.: Edukacja, 2011.
4. Chomczenko I.D. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii dla szkoły średniej. - M .: RIA „Nowa fala”: Wydawnictwo Umerenkov, 2008. (s. 8)

1. Ujednolicony zbiór cyfrowych zasobów edukacyjnych (doświadczenia wideo na ten temat) ().
2. Elektroniczna wersja czasopisma „Chemia i Życie” ().

Praca domowa

1. Z. 30 nr 2.41, 2.43 ze zbioru zadań i ćwiczeń z chemii dla szkoły średniej (Khomczenko I.D.), 2008.
2. Zapisz schematy elektroniczne budowy atomu chloru w stanie podstawowym i wzbudzonym.
3. Ile elektronów walencyjnych znajduje się w atomie: a) berylu; b) tlen; c) siarka?