Количество ковалентных связей, которые может образовывать атом, называется валентностью элемента. Валентные возможности атомов обусловлены наличием валентных электронов на внешнем энергетическом уровне.
Все элементы планеты образованы атомами. Это мельчайшие частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро включает протоны и нейтроны. Электроны, притягиваемые ядром, располагаются и движутся по орбиталям на разном расстоянии от центра. Неравномерное положение электронов относительно ядра называется энергетическими уровнями.
Рис. 1. Строение атома.
В таблице Менделеева высшая валентность соответствует номеру группы, в которой находится элемент. Количество энергетических уровней совпадает с номером периода, электронов - с порядковым номером.
Рис. 2. Таблица Менделеева.
Чтобы оценить валентные возможности атомов химических элементов, необходимо подробно рассмотреть распределение электронов на энергетических уровнях.
Валентность соответствует числу неспаренных электронов, располагающихся на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Валентные электроны атомов элементов, входящих в побочные группы периодической таблицы, располагаются на s-орбитали внешнего уровня и d-орбиталях, образующих внешний подуровень.
В обычном (стационарном) состоянии электроны занимают определённое положение в атоме. Стационарная электронная конфигурация зафиксирована в таблице Менделеева. При возбуждённом состоянии (реакции с другими элементами) энергия атома перераспределяется, и электроны меняют своё положение.
Рассмотрим пример. Атом фосфора в стационарном положении имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
Это значит, что 15 электронов распределены по трём уровням. На внешнем уровне, включающем s- и p-орбитали, находятся пять валентных электронов. При этом три электрона на p-орбитали неспаренные, а два электрона на s-орбитали образуют пару. Соответственно, три неспаренных электрона могут образовывать ковалентные связи, и валентность фосфора равна трём.
Фосфор находится в V группе, главной подгруппе. Это значит, что в атоме находится пустой d-подуровень. В возбуждённом состоянии спаренные электроны s-уровня распариваются, и один электрон переходит на d-подуровень. Образуется пять свободных, неспаренных электронов. Соответственно, атом фосфора приобретает пятую валентность.
Рис. 3. Графическая электронная формула фосфора в обычном и возбуждённом состоянии.
Распаривание происходит с затратой энергии. Расход энергии компенсируется образованием ковалентных связей с высвобождением энергии.
В зависимости от возможности переходить в возбуждённое состояние элементы делятся на две группы: с переменной и постоянной валентностью. Постоянную валентность (соответствует номеру группы) имеют щелочные, щелочноземельные металлы, фтор и алюминий. Переменная валентность присуща всем остальным элементам. Инертные газы не вступают в реакции, поэтому считается, что валентность у них отсутствует.
Валентность показывает, сколько атомов может присоединить элемент посредством ковалентных связей. Значение валентности совпадает с количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и соответствует номеру группы периодической таблицы, в которой находится элемент. Из-за возможности переходить в возбуждённое состояние большинство элементов имеют непостоянную валентность. Одинаковую валентность в любом состоянии сохраняют активные металлы и фтор.
Лекция 3. Кто на что способен или Валентные возможности атомов.
1. Строение Периодической Системы
Каждый из присутствующих в аудитории обладает яркой индивидуальностью, особенным талантом. Точно также элементы, собравшиеся вместе в Периодической системе, хоть и похожи порой один на другой, но все-таки имеют свои особенности: сильные и слабые стороны.
Начнем с того, что элементов очень много – и хорошо бы нам их как-нибудь называть, чтобы не запутаться. Давайте соберем в группы близкие по свойствам элементы –
электронные аналоги.
Чтобы не запутаться, сперва в два ряда «сложим» f -элементы: лантаноиды и актиноиды.
Затем расположим группы так, чтобы в элементах первой группы был 1 валентный электрон,
у элементов второй группы – 2 валентных электрона и т.д.
У нас получится 8 групп, в каждой из которых образуется подгруппы: в одной окажутся s - или p -элементы, а в другой – d -элементы.
Например, 1А группа: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и 1Б группа: Cu, Ag, Au, Rg
Соберем из групп Периодическую систему. Поскольку периодом называется время между двумя повторяющими событиями, расстояние между двумя соседними электронными аналогами (горизонтальный ряд Периодической системы) будет также называться периодом.
Наконец, дадим названия группам
Обозначение |
Конфигурация |
Название |
щелочные металлы и водород |
||
щёлочноземельные металлы |
||
ns2 np1 |
||
ns2 np2 |
||
ns2 np3 |
пниктогены |
|
ns2 np4 |
халькогены |
|
ns2 np5 |
галогены |
|
ns2 np6 |
инертные газы |
|
6s2 5d1 4f x |
лантаноиды |
|
7s2 6d1 5f x |
актиноиды |
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Побочные подгруппы будем назвать по первому их элементу: «подгруппа меди», «подгруппа цинка».
ns2 (n-1)d10 |
подгруппа Zn |
|
ns1 (n-1)d5 |
подгруппа Cr |
Попробуем найти в нашей системе металлы.
Оказывается, если от бора B к астату At провести диагональ, то металлы главных подгрупп занимают левый нижний угол, а неметаллы – правый верхний. Такие металлы назовем непереходными , т.е. непереходные элементы – это металлы главных подгрупп.
Все элементы побочных подгрупп и f -элементы – переходные элементы , или переходные металлы.
Учитывая, что в природе ничтожные количества (или совсем нет) элементов с Z > 92,
назовем такие элементы трансурановыми .
Теперь собственно, можно начинать.
2. Валентные возможности атомов.
Итак, наш вопрос на сегодня: как атомы образуют молекулы и почему эти молекулы
не рассыпаются?
Логично предполагать, что если атомы держатся вместе, значит, их что-то связывает.
Такое состояние назовем химической связью . Поскольку строение атома для нас
секрета не представляет, то остановимся на самом простом возможном объяснении:
Химическая связь – особый тип взаимодействия между атомами в химических
соединениях, основанный на взаимодействии положительно заряженных ядер атомов
одного элемента с отрицательно заряженными электронами другого элемента.
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Проводя аналогию с законом всемирного тяготения, ядро атома, как черная дыра, пытается
притянуть любой электрон, попавший в его сферу притяжения.
Типы химической связи. Ковалентная связь.
Как Вы знаете, любое животное ищет себе пару. И электрон не исключение: для того,
чтобы образовать прочную химическую связь, нужна пара электронов с противоположно направленными спинами.
Пусть есть 2 атома – A и B, которые взаимодействуют между собой.
В зависимости от способа взаимодействия электроны могут оказаться либо «в фазе»
(одинаковый знак волновой функции e 1 и e 2 ), так что образуется химическая связь,
либо «в противофазе» (разные знаки волновых функций), приводящая к отталкиванию атомов друг от друга. В первом случае возникает выигрыш в энергии (зеленый уровень энергии V располагает ниже, а величина этого выигрыша точно равна энергии образующейся связи). Во втором случае возникает проигрыш в энергии (красный уровень X ).
Представьте себе, что Вы катите шарик. Если он катится под горку – Вы не прикладываете никаких усилий – и шарик закатывается в ямку. Напротив, Вы в поте лица толкаете шарик в горку, но, стоит Вам его отпустить
– и шарик скатывается к её подножию.
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Что происходит при образовании связи с электронным облаком?
Для простоты картинки возьмем сферически симметричные s -АО (l = 0).
1. Если облака (серые шарики) складываются, возникает картинка внизу – есть область перекрывания, в которой электронная плотность «удвоилась», а на остальной области она совпадает либо с плотностью электронного облака атома А, либо с плотностью электронного облака атома B.
В этом случае увеличенная электронная плотность подобно котлете в гамбургере связывает
между собой положительно заряженные ядра атомов А и Б.
2. Если же облака (серые шарики) вычитаются, то возникает картинка сверху – посередине полное взаимоуничтожение, а на краях – плотность электронного облака атома до взаимодействия.
В этом случае электронной плотности между ядрами нет – и беспощадный закон Кулона предписывает атомам разлететься в разные стороны.
Итак, ковалентная химическая связь возникает при обобществлении неспаренных электронов с противоположными спинами, изначально принадлежавшим разным атомам.
При этом вступающие в ковалентную химическую связь элементы как бы обмениваются электронами, поэтому такой механизм (способ) образования
ковалентной связи получил название – обменный .
А· + ·B = A: B
(обобществление электронов, образование общей электронной пары)
А· + ·B = A – B
(образование химической связи,
черточка между А и B обозначает химическую связь и называется валентным штрихом)
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Таким образом, для образования ковалентной химической связи по обменному
механизму атомы должны иметь неспаренные электроны |
||||
Примеры : водород 1 H 1s1 ; кислород 8 O … 2s 2 2p4 . |
||||
образование молекулы H2 |
||||
из двух атомов водорода |
||||
образование молекулы H2 O |
||||
из двух атомов водорода |
||||
и атома кислорода |
||||
Например, при образовании молекулы водорода каждый атом предоставляет по 1e – получается общая (связывающая ) пара электронов.
При образовании молекулы воды, на 1 атом кислорода, у которого
2 неспаренных электрона, требуется 2 атома водорода, у каждого из которых по 1e –
образуются 2 связи O – H. При этом атом кислорода располагает также двумя парами электронов (на 2s и на 2p-подуровне), которые в реакции не участвуют. Такие пары называются неподеленными электронными парами .
Изображение у атомов электронов валентного уровня называется структурами Льюиса . При этом рекомендуется электроны разных атомов изображать разными символами, например, · , *, и т.п.
Изображение порядка связывания атомов между собой получило название
структурных формул . При этом каждая пара электронов на письме заменяется валентным штрихом.
Структурные формулы веществ: H – H, H – O – H, O = O .
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Количество ковалентных связей, которое образует данный элемент, называется
ковалентностью, или валентностью данного элемента.
Валентность обозначается римскими цифрами .
Таким образом, на данном этапе валентность элемента определяется количеством неспаренных электронов, которые могут принять участие в образовании ковалентных связей.
Валентные возможности элементов.
1. Углерод.
В основном состоянии электронная конфигурация атома углерода 1s2 2s2 2p2 , из которых валентными являются 2s и 2p-электроны.
В таком состоянии атом углерода способен образовать 2 ковалентные связи по обменному
механизму.
Однако на практике стабильных соединений двухвалентного углерода не существует.
Вследствие небольшой разницы между 2s и 2p-
подуровнем атом углерода при небольших затратах энергии способен переходить в первое
возбужденное состояние (обозначается C*).
В таком состоянии атом углерода способен
образовать 4 ковалентные связи по обменному механизму.
Примерами стабильных молекул, в которых валентность углерода равна IV,
могут служить соединения с водородом, кислородом, …
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Оксид углерода (IV), |
Циановодород, |
Муравьиная |
|||||||||||||||||||
Углекислый газ |
Синильная кислота |
||||||||||||||||||||
Валентность углерода во всех соединениях равна IV, водорода – I, кислорода – II.
Ацетилен H–C ≡C–H – горючий газ, который используется для получения высокотемпературного пламени, например, при сварке.
Вывод : при наличии такой возможности (вакантных орбиталей) атомы способны распаривать свои валентные электроны с тем, чтобы увеличить свою ковалентность.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
Математика – великая сила. Как следует из вышеизложенного, для образования химической связи требуется 2 электрона (общая электронная пара).
Очевидно, два электрона можно получить:
Однако существует и другое решение!
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – способ образования ковалентной связи, при которой один атом (донор) предоставляет для образования связи пару электронов, а другой атом (акцептор) – вакантную (незанятую)
орбиталь.
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Пример . Строение молекулы монооксида углерода (оксид углерода(II), угарный газ)
В молекуле монооксида углерода атомы углерода и кислорода связаны двумя ковалентными связями, образованными по обменному механизму .
Однако, поскольку у атома углерода есть незаполненная орбиталь на 2p-подуровне, а у атома кислорода – неподеленная пара электронов, то образуется третья ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму .
На письме донорно-акцепторный механизм изображают стрелкой, направленной от
атома-донора к атому-акцептору пары электронов.
Правильная структурная формула молекулы монооксида углерода.
Валентность кислорода III, валентность углерода III.
Тройная связь между атомами кислорода и углерода подтверждается значением
энергии связи углерод-кислород (значение ближе к энергии тройной связи, чем к
энергии двойной связи), данными спектральных методов анализа.
2. Валентные возможности атомов. Азот.
Атомы азота, кислорода и фтора существенно отличаются от своих электронных
аналогов вследствие отсутствия энергетического d -подуровня.
Электронная конфигурация атома азота 7 N 1s2 2s2 2p3 .
Валентные электроны 2s2 2p3 – 3 неспаренных электрона и 1 электронная пара.
очевидным, что кроме трёх связывающих пар, у атома азота располагается
1 неподелённая пара электронов (2s2 ).
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
Следовательно, атом азота способен выступать в качестве донора пары электронов.
В простейшем случае в роли акцептора выступает ПРОТОН: нам данный пример знаком по реакции аммиака с кислотами с образованием солей аммония .
H3 N: + H |
||||||
H N H |
||||||
Обратите внимание:
1. Акцептор должен иметь вакантную орбиталь (в данном случае атом водорода потерял электрон и располагает вакантной 1s-АО)
2. В ходе химической реакции заряд сохраняется (закон сохранения заряда!).
Грубейшей ошибкой является отсутствие заряда, так как атом азота не способен образовать по обменному механизму 4 связи.
3. Строение катиона аммония изображается в виде трех ковалентных связей N – H,
образованных по обменному механизму, обозначенных валентными штрихами, и
одной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму,
обозначенной стрелкой от атома азота к атому водорода. Положительный заряд должен быть изображен или на атоме азота (обычно над атомом), или частица NH4
заключается в квадратные скобки и за скобками рисуют знак «+».
4. Максимальная валентность азота равна ЧЕТЫРЕМ – у атома всего 4 АО, три из которых содержат неспаренные электроны, а одна – электронную пару. Следующий энергетический уровень (3s) располагается слишком далеко, чтобы использовать его для образования связи, по поэтому атом азота не в состоянии образовать валентность V.
О более сложных случаях образования ковалентных связей атомом азота Вы узнаете немного позже.
Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь
3. Валентные возможности атомов. Сера.
Электроны валентного уровня атома серы в основном состоянии имеют конфигурацию
16 S … 3s 2 3p 4 – 2 электронных пары и 2 неспаренных электрона.
Вывод (правило октета ) 1 : при образовании химических соединений атомы элементов стремятся дополнить свою электронную конфигурацию до наиболее стабильной,
Например, в молекуле сероводорода атом серы образует октет электронов за счет двух связывающих пар с атомами водорода и двух неподелённых электронных пар
Правило октета НЕ является ОБЯЗАТЕЛЬНЫМ, непреложным – существует бесчисленное множество соединений, в молекулах которых правило октета не соблюдается для того или иного элемента, однако оно правильно предсказывает общую тенденцию к образованию соединений подобной стехиометрии.
Для соединений d -элементов существует соответствующее правило восемнадцати электронов , так как именно такое количество электронов соответствует полностью завершенной ns2 (n-1)d10 np6 – электронной оболочке.
1 Дублет – 2, триплет – 3, квартет – 4, квинтет – 5, секстет – 6, септет – 7, октет – 8. Таким образом, правило октета – это правило восьми электронов .
Понятие валентность происходит от латинского слова «valentia» и было известно еще в середине XIX века. Первое «пространное» упоминание валентности было еще в работах Дж. Дальтона, который утверждал, что все вещества состоят из атомов, соединенных между собой в определенных пропорциях. Затем, Франкланд ввел само понятие валентности, которое нашло дальнейшее развитие в трудах Кекуле, который говорил о взаимосвязи валентности и химической связи, А.М. Бутлерова, который в своей теории строения органических соединений связывал валентность с реакционной способностью того или иного химического соединения и Д.И. Менделеева (в Периодической системе химических элементов высшая валентность элемента определяется номером группы).
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Валентность – это количество ковалентных связей, которое способен образовывать атом в соединении с ковалентной связью.
Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи между атомами в молекулах соединений.
Основное состояние атома (состояние с минимальной энергией) характеризуется электронной конфигурацией атома, которая соответствует положению элемента в Периодической системе. Возбужденное состояние – это новое энергетическое состояние атома, с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.
Электронные конфигурации электронов в атоме можно изобразить не только в виде электронных формул, но и с помощью электронно-графических формул (энергетических, квантовых ячеек). Каждая ячейка обозначает орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки (вверх или вниз) показывает спин электрона, свободная клетка – свободная орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении. Если в ячейке 2 электрона, такие электроны называются спаренными, если электрон 1 – неспаренный. Например:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Орбитали заполняют следующим образом: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами. Поскольку на 2p подуровне три орбитали с одинаковой энергией, то каждый из двух электронов занял по одной орбитали. Одна орбиталь осталась свободной.
Валентность элемента можно определить по электронно-графическим формулам электронных конфигураций электронов в атоме. Рассмотрим два атома – азота и фосфора.
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Т.к. валентность элемента определяется числом неспаренных электронов, следовательно, валентность азота равна III. Поскольку у атома азота нет свободных орбиталей, для этого элемента невозможно возбужденное состояние. Однако III, не максимальная валентность азота, максимальная валентность азота V и определяется номером группы. Поэтому, следует запомнить, что с помощью электронно-графических формул не всегда можно определить высшую валентность, а также все валентности, характерные для этого элемента.
15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
В основном состоянии атом фосфора имеет 3 неспаренных электрона, следовательно, валентность фосфора равна III. Однако, в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали, поэтому электроны, находящиеся на 2s – подуровне способны распариваться и занимать вакантные орбитали d-подуровня, т.е. переходить в возбужденное состояние.
Теперь атом фосфора имеет 5 неспаренных электронов, следовательно для фосфора характерна и валентность, равная V.
Элементы IVA – VIIA групп могут иметь несколько значений валентности, причем, как правило, валентность изменяется ступенчато на 2 единицы. Такое явление обусловлено тем, что в образовании химической связи электроны участвуют попарно.
В отличие от элементов главных подгрупп, элементы В-подгрупп, в большинстве соединений не проявляют высшую валентность, равную номеру группы, например, медь и золото. В целом, переходные элементы проявляют большое разнообразие химических свойств, которое объясняется большим набором валентностей.
Рассмотрим электронно-графические формулы элементов и установим, в связи с чем элементы имеют разные валентности (рис.1).
Задания: определите валентные возможности атомов As и Cl в основном и возбужденном состояниях.
Цели.
Оборудование: Таблица “ Валентность и электронные конфигурации элементов”, мультимедиа.
Эпиграф. Логика, если она отражается в истине и здравом смысле, всегда ведёт к цели, к правильному результату.
Урок комбинированный, с элементами интеграции. Используемые методы обучения: объяснительно-иллюстрированый, эвристический и проблемный.
I этап. Ориентировочно-мотивационный
Урок начинается с “настройки” (звучит музыка – симфония №3 Й. Брамса).
Учитель: Слово “валентность” (от лат. valentia) возникло в середине XIX в., в период завершения второго химико-аналитического этапа развития химии. К тому времени было открыто более 60 элементов.
Истоки понятия “валентность” содержатся в работах разных ученых. Дж. Дальтон установил, что вещества состоят из атомов, соединенных в определенных пропорциях Э. Франкланд, собственно, и ввел понятие валентности как соединительной силы. Ф.А. Кекуле отождествлял валентность с химической связью. А.М.Бутлеров обратил внимание на то, что валентность связана с реакционной способностью атомов. Д.И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов, в которой высшая валентность атомов совпадала с номером группы элемента в системе. Он же ввел понятие “переменная валентность”.
Вопрос. Что такое валентность?
Вчитайтесь в определения, взятые из разных источников (учитель показывает слайды через мультимедиа):
“Валентность химического элемента – способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях”.
“Валентность – способность атомов одного элемента присоединять определенное количество атомов другого элемента”.
“Валентность – свойство атомов, вступая в химические соединения, отдавать или принимать определенное количество электронов (электровалентность) или объединять электроны для образования общих для двух атомов электронных пар (ковалентность)”.
Какое определение валентности, по вашему мнению, более совершенно и в чем вы видите недостатки других? (Обсуждение в группах.)
Валентность и валентные возможности – важные характеристики химического элемента. Они определяются структурой атомов и периодически изменяются с увеличением зарядов ядер.
Учитель. Таким образом, делаем вывод, что:
Что, по-вашему, означает понятие “ валентная возможность”?
Учащиеся высказывают свое мнение. Вспоминают значение слов “возможность”, “возможный”, уточняют смысл этих слов в толковом словаре С.И.Ожегова:
“Возможность – средство, условие, необходимое для осуществления чего-нибудь”;
“Возможный – такой, который может произойти, осуществимый, допустимый, дозволительный, мыслимый”.
(учитель показывает следующий слайд)
Потом учитель подводит итог.
Учитель. Валентные возможности атомов – это допустимые валентности элемента, весь спектр их значений в различных соединениях.
II этап. Операционно-исполнительный
Работа с таблицей “ Валентность и электронные конфигурации элементов”.
Учитель. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, полезно рассмотреть структуры атомов в возбужденных состояниях, учитывая валентные возможности. Запишем электронографические формулы распределения электронов по орбиталям в атоме углерода. С их помощью определим, какую валентность проявляет углерод С в соединениях. Звездочкой (*) обозначают атом в возбужденном состоянии:
Таким образом, углерод проявляет валентность IV
за счёт расспаривания
2s 2 – электронов и перехода одного из
них на вакантную орбиталь
. (Вакантный –
незанятый, пустующий (С. И. Ожегов))
Почему валентность С- II и IV , а H-I , He-O , Be – II , B – III , P -V ?
Сопоставьте электронографические формулы элементов (схема №1) и установите причину разной валентности.
Работа в группах:
Учитель. Итак, от чего зависят валентность и валентные возможности атомов? Давайте рассмотрим эти два понятия во взаимосвязи (схема №2).
Расход энергии (Е) на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химической связи.
В чем отличие атома в основном (стационарном) состоянии от атома в возбужденном состоянии (схема №3)?
Учитель. Могут ли быть следующие валентности у элементов: Li -III , О – IV , Ne – II ?
Поясните свой ответ, используя электронные и электронографические формулы этих элементов (схема №4).
Работа в группах.
Ответ. Нет, так как в этом случае затраты энергии на перемещение электрона
(1s -> 2p или 2p -> 3s) настолько велики, что не могут быть компенсированы энергией, выделяющейся при образовании химической связи.
Учитель. Есть ещё один вид валентной возможности атомов – это наличие неподеленных электронных пар (образование ковалентной связи по донорно – акцепторному механизму):
III этап. Оценочно-рефлексивный
Подводятся итоги, характеризуется работа учащихся на уроке (возвращение к эпиграфу урока). Затем подводится резюме – отношение ребят к уроку, учебному предмету, учителю.
1. Что не понравилось на уроке?
2. Что понравилось?
3. Какие вопросы остались для тебя неясными?
4. Оценка работы преподавателя и своей работы? (обоснованная).
Домашнее задание (по учебнику О.С. Габриеляна, Химия-10; профильный уровень, параграф №4, упр.4)
На уроках химии вы уже познакомились с понятием валентности химических элементов. Мы собрали в одном месте всю полезную информацию по этому вопросу. Используйте ее, когда будете готовиться к ГИА и ЕГЭ.
Валентность – способность атомов химических элементов вступать в химические соединения с атомами других элементов. Другими словами, это способность атома образовывать определенное число химических связей с другими атомами.
С латыни слово «валентность» переводится как «сила, способность». Очень верное название, правда?
Понятие «валентность» - одно из основных в химии. Было введено еще до того, как ученым стало известно строение атома (в далеком 1853 году). Поэтому по мере изучения строения атома пережило некоторые изменения.
Так, с точки зрения электронной теории валентность напрямую связана с числом внешних электронов атома элемента. Это значит, что под «валентностью» подразумевают число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами.
Зная это, ученые смогли описать природу химической связи. Она заключается в том, что пара атомов вещества делит между собой пару валентных электронов.
Вы спросите, как же химики 19 века смогли описать валентность еще тогда, когда считали, что мельче атома частиц не бывает? Нельзя сказать, что это было так уж просто – они опирались на химический анализ.
Путем химического анализа ученые прошлого определяли состав химического соединения: сколько атомов различных элементов содержится в молекуле рассматриваемого вещества. Для этого нужно было определить, какова точная масса каждого элемента в образце чистого (без примесей) вещества.
Правда, метод этот не без изъянов. Потому что определить подобным образом валентность элемента можно только в его простом соединении со всегда одновалентным водородом (гидрид) или всегда двухвалентным кислородом (оксид). К примеру, валентность азота в NH 3 – III, поскольку один атом водорода связан с тремя атомами азота. А валентность углерода в метане (СН 4), по тому же принципу, – IV.
Этот метод для определения валентности годится только для простых веществ. А вот в кислотах таким образом мы можем только определить валентность соединений вроде кислотных остатков, но не всех элементов (кроме известной нам валентности водорода) по отдельности.
Как вы уже обратили внимание, обозначается валентность римскими цифрами.
Поскольку валентность водорода остается неизменной и хорошо вам известна, вы легко сможете определить и валентность кислотного остатка. Так, к примеру, в H 2 SO 3 валентность SO 3 – I, в HСlO 3 валентность СlO 3 – I.
Аналогчиным образом, если известна валентность кислотного остатка, несложно записать правильную формулу кислоты: NO 2 (I) – HNO 2 , S 4 O 6 (II) – H 2 S 4 O 6 .
Понятие валентности имеет смысл только для веществ молекулярной природы и не слишком подходит для описания химических связей в соединениях кластерной, ионной, кристаллической природы и т.п.
Индексы в молекулярных формулах веществ отражают количество атомов элементов, которые входят в их состав. Правильно расставить индексы помогает знание валентности элементов. Таким же образом, глядя на молекулярную формулу и индексы, вы можете назвать валентности входящих в состав элементов.
Вы выполняете такие задания на уроках химии в школе. Например, имея химическую формулу вещества, в котором известна валентность одного из элементов, можно легко определить валентность другого элемента.
Для этого нужно только запомнить, что в веществе молекулярной природы число валентностей обоих элементов равны. Поэтому используйте наименьшее общее кратное (соответсвует числу свободных валентностей, необходимых для соединения), чтобы определить неизвестную вам валентность элемента.
Чтобы было понятно, возьмем формулу оксида железа Fe 2 O 3 . Здесь в образовании химической связи участвуют два атома железа с валентностью III и 3 атома кислорода с валентностью II. Наименьшим общим кратным для них является 6.
Аналогичным образом можно поступить и наоборот: записать правильную химическую формулу вещества, зная валентности входящих в него элементов.
Хорошо зная свойства элементов, которые они проявляют в различных соединениях, можно определить их валентность даже по внешнему виду таких соединений.
Например: оксиды меди имеют красную (Cu 2 O) и черную (CuО) окраску. Гидроксиды меди окрашены в желтый (CuОН) и синий (Cu(ОН) 2) цвета.
А чтобы ковалентные связи в веществах стали для вас более наглядными и понятными, напишите их структурные формулы. Черточки между элементами изображают возникающие между их атомами связи (валентности):
Сегодня определение валентности элементов базируется на знаниях о строении внешних электронных оболочек их атомов.
Валентность может быть:
Постоянной в различных химических соединениях остается:
А вот валентность железа и меди, брома и хлора, а также многих других элементов изменяется, когда они образуют различные химические соедения.
В рамках электронной теории валентность атома определеяется на основании числа непарных электронов, которые участвуют в образовании электронных пар с электронами других атомов.
В образовании химических связей участвуют только электроны, находящиеся на внешней оболочке атома. Поэтому максимальная валентность химического элемента – это число электронов во внешней электронной оболочке его атома.
Понятие валентности тесно связано с Периодическим законом, открытым Д. И. Менделеевым. Если вы внимательно посмотрите на таблицу Менделеева, легко сможете заметить: положение элемента в перодической системе и его валентность неравзрывно связаны. Высшая валентность элементов, которые относятся к одной и тоже группе, соответсвует порядковому номеру группы в периодичнеской системе.
Низшую валентность вы узнаете, когда от числа групп в таблице Менделеева (их восемь) отнимете номер группы элемента, который вас интересует.
Например, валентность многих металлов совпадает с номерами групп в таблице периодических элементов, к которым они относятся.
|
Порядковый номер хим. элемента (атомный номер) |
Наименование |
Химический символ |
Валентность |
| 1 | Водород / Hydrogen Гелий / Helium Литий / Lithium Бериллий / Beryllium Углерод / Carbon Азот / Nitrogen Кислород / Oxygen Фтор / Fluorine Неон / Neon Натрий / Sodium Магний / Magnesium Алюминий / Aluminum Кремний / Silicon Фосфор / Phosphorus Сера / Sulfur Хлор / Chlorine Аргон / Argon Калий / Potassium Кальций / Calcium Скандий / Scandium Титан / Titanium Ванадий / Vanadium Хром / Chromium Марганец / Manganese Железо / Iron Кобальт / Cobalt Никель / Nickel Медь / Copper Цинк / Zinc Галлий / Gallium Германий /Germanium Мышьяк / Arsenic Селен / Selenium Бром / Bromine Криптон / Krypton Рубидий / Rubidium Стронций / Strontium Иттрий / Yttrium Цирконий / Zirconium Ниобий / Niobium Молибден / Molybdenum Технеций / Technetium Рутений / Ruthenium Родий / Rhodium Палладий / Palladium Серебро / Silver Кадмий / Cadmium Индий / Indium Олово / Tin Сурьма / Antimony Теллур / Tellurium Иод / Iodine Ксенон / Xenon Цезий / Cesium Барий / Barium Лантан / Lanthanum Церий / Cerium Празеодим / Praseodymium Неодим / Neodymium Прометий / Promethium Самарий / Samarium Европий / Europium Гадолиний / Gadolinium Тербий / Terbium Диспрозий / Dysprosium Гольмий / Holmium Эрбий / Erbium Тулий / Thulium Иттербий / Ytterbium Лютеций / Lutetium Гафний / Hafnium Тантал / Tantalum Вольфрам / Tungsten Рений / Rhenium Осмий / Osmium Иридий / Iridium Платина / Platinum Золото / Gold Ртуть / Mercury Талий / Thallium Свинец / Lead Висмут / Bismuth Полоний / Polonium Астат / Astatine Радон / Radon Франций / Francium Радий / Radium Актиний / Actinium Торий / Thorium Проактиний / Protactinium Уран / Uranium |
H | I (I), II, III, IV, V I, (II), III, (IV), V, VII II, (III), IV, VI, VII II, III, (IV), VI (I), II, (III), (IV) I, (III), (IV), V (II), (III), IV (II), III, (IV), V (II), III, (IV), (V), VI (II), III, IV, (VI), (VII), VIII (II), (III), IV, (VI) I, (III), (IV), V, VII (II), (III), (IV), (V), VI (I), II, (III), IV, (V), VI, VII (II), III, IV, VI, VIII (I), (II), III, IV, VI (I), II, (III), IV, VI (II), III, (IV), (V) Нет данных Нет данных (II), III, IV, (V), VI |
В скобках даны те валентности, которые обладающие ими элементы проявляют редко.
Так, говоря о степени окисления, подразумевают, что атом в веществе ионной (что важно) природы имеет некий условный заряд. И если валентность – это нейтральная характеристика, то степень окисления может быть отрицательной, положительной или равной нулю.
Интересно, что для атома одного и того же элемента, в зависимости от элементов, с которыми он образует химическое соединение, валентность и степень окисления могут совпадать (Н 2 О, СН 4 и др.) и различаться (Н 2 О 2 , HNO 3).
Углубляя свои знания о строении атомов, вы глубже и подробнее узнаете и валентность. Эта характеристика химических элементов не является исчерпывающей. Но у нее большое прикладное значение. В чем вы сами не раз убедились, решая задачи и проводя химические опыты на уроках.
Эта статья создана, чтобы помочь вам систематизировать свои знания о валентности. А также напомнить, как можно ее определить и где валентность находит применение.
Надеемся, этот материал окажется для вас полезным при подготовке домашних заданий и самоподготовке к контрольным и экзаменам.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
