Возможная валентность фосфора: Валентность фосфора (P), формулы и примеры

Валентность фосфора (P), формулы и примеры

Общие сведения о валентности фосфора

Фосфор образует несколько аллотропических изменений: белый, красный и черный фосфор.

В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен; технический белый фосфор окрашен в желтоватый цвет и по внешнему виду похож на воск. Плотность 1,83 г/см³. На холоду белый фосфор хрупок, но при температуре выше 15^oС становится мягким и легко режется ножом. На воздухе он легко окисляется, вследствие чего светится в темноте. Имеет молекулярную кристаллическую решетку в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы P₄. Ядовит.

Красный фосфор состоит из нескольких форм, являющихся полимерными веществами, состав которых до конца не изучен. Медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, неядовит. Плотность 2,0-2,4г/см³. При нагревании сублимируется. При охлаждении паров красного фосфора получается белый фосфор.

Черный фосфор образуется из белого путем его нагревания под высоким давлением при 200-220

oС. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь. Плотность – 2,7г/см³. Полупроводник.

Валентность фосфора в соединениях

Фосфор — пятнадцатый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в третьем периоде в VA группе. В ядре атома фосфора содержится 15 протонов и 16 нейтронов (массовое число равно 31). В атоме фосфора есть три энергетических уровня, на которых находятся 15 электронов (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома фосфора.

Электронная формула атома фосфора в основном состоянии имеет следующий вид:

1s²2s²2p⁶3s²3p³.

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

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что фосфор способен проявлять валентность III (P^III₂

O₃, Ca₃P^III₂, P^IIIH₃и т.д.).

Поскольку на третьем энергетическом слое помимо 3s- и 3p-подуровней есть еще и 3d-подуровень, для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния: пара электронов 3s-подуровня распаривается и один из них занимает вакантную орбиталь 3d-подуровня.

Наличие пяти неспаренных электронов свидетельствует о том, что для фосфора также характерна валентность V (P^V₂O₅, H₃P^VO₄, P^VCl₅и др.).

Примеры решения задач

Степень число валентных электроно — Справочник химика 21

    Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр ) по числу валентных электронов является аналогом азота. Однако как элемент 3-го периода он существенно отличается от азота — элемента 2-го периода. Это отличие состоит в том, что у фосфора больше размер атома, меньше энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома, чем у азота. Максимальное координационное число фосфора шесть. Как и для других элементов 3-го периода, рл — рл-связывание для атома фосфора не характерно и поэтому в отличие от азота sp- и sp -гибридные состоянья орбиталей фосфора неустойчивы. Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от —3 до +5. Наиболее характерна степень окисления +5.  [c.365]
    Элементы проявляют различную валентность и степень окисления, так как в химических процессах у ни. участвуют не только электроны внешнего слоя, распололчасть электронов -подуровня. Поэтому, как правило, общее число валентных электронов наружного и соседнего с наружным слоем равно номеру группы. Так, иапример, в подгруппе скандия в возбужденном состоянии валентными электронами являются не только 2 электрона внешнего уровня. (на -подуровне), но и 1 электрон, расположенный на -подуровне предпоследнего уровня (табл. 12). В химических реак- [c.82]

    Строение электронных оболочек атомов хрома, молибдена и вольфрама может быть выражено следующими формулами СгЗо(Ч5, Мо4сг 55, В атомах хрома и молибдена наблюдается проскок электроназ один электрон с внешнего энергетического уровня переходит на -подуровень предпоследнего уровня, но общее число валентных электронов у атомов элементов этой подгруппы равно шести, В соответствии с электронным строением атомов хром, молибден и вольфрам могут проявлять в соединениях степени окисления от +1 Д -.+6. 

[c.268]

    Таким образом, максимально возможное число валентных электронов для элементов побочных подгрупп равно номеру группы. Следовательно, максимальная возможная положительная степень окисления должна быть равна номеру группы. [c.75]

    Кроме железа — родоначальника триады — в нее входят кобальт и никель. Как уже указывалось (см. табл. 1.15), наружные электронные оболочки изолированных атомов Ре, Со, N1 имеют одинаковое строение (45 ), а размеры атомов в ряду Ре—Со—N1 несколько сокращаются по мере заполнения электронами З -подуровня. Это явление характерно для всех участников периодической системы, где возрастает заряд ядра, а главное и побочное квантовые числа валентных электронов не меняются. Так как внешняя электронная оболочка (4б-2) в ряду Ре—Со—N1 неизменна, находящиеся на ней электроны все в большей степени притягиваются к атомному ядру по мере роста ь нем числа протонов, что приводит к уменьшению радиуса атомов и ионов, несмотря на увеличение общего числа электронов. 

[c.113]

    Обычно при образовании сэндвичевых соединений как акцептором л-электронов лиганда, так и источником дативных электронов, акцептируемых л -орбиталями лиганда, является -под-уровень металла. Поэтому желательно, чтобы в нем отсутствовало не менее двух электронов и присутствовал хотя бы один. Неизвестны сэндвичевые л-комплексы для элементов подгрупп цинка и меди, а в подгруппах никеля и кобальта — со степенью окисления металлов О и + 1 (правда, сообщалось о синтезе бистолуол-кобальта, устойчивого до —90 °С, обнаруженного по ИК-спект-рам). При том способе подсчета валентных электронов, который был применен выше, в ферроцене и дибензолхроме их 18. Это число довольно типично для комплексов с сэндвичевой структурой. Однако известны сэндвичи и с меньшим, и с большим числом валентных электронов у феррициний-катиона их 17, у ко-балтоцена и никелоцена 19 и 20 соответственно. 

[c.116]

    Характеристика элементов триады железа. Элементы триады железа имеют валентную электронную конфигурацию Зйi 4s для Ре, Со, N1 соответственно. Следовательно, в УПШ-группе наблюдается уникальное в периодической системе явление число валентных электронов элемента (Оз, N1) превосходит номер группы. По этому признаку лишь Ре по праву можно было бы считать элементом УПШ-группы. Однако существует и вторая особенность, свойственная элементам триады железа ни в одном из своих соединений они не проявляют валентности (или степени окисления), отвечающей номеру группы. С этой точки зрения даже Ре можно отнести к УП группе лишь формально. Третья особенность, как отмечено выше, состоит в том, что в рамках одной подгруппы объединяется горизонтальное семейство из трех элементов. 

[c.398]

    Одинаковое число валентных электронов у атомов алюминия п бора определяет сходство этих элементов. Различие в структуре предвнешнего слоя и в размерах атомов, а в особенности наличие у атомов алюминия вакантных З -орбиталей предопределяют существенное различие их свойств. Как и для бора, для алюминия наиболее характерна степень окисления +3, а отрицательная поляризация атолюв проявляется еще реже. [c.524]

    Для некоторых -элементов общее число валентных электронов наружного и соседнего с наружным квантовым уровнем не равно номеру группы. Так, медь, серебро и золото находятся в I группе, но они могут проявлять степень окисления не только + 1, но и — -2 и +3. Из элементов VIH группы только рутений и осмий проявляют высшую степень окисления — -8, у всех же других она меньше. Восстановительная активность -элементов в подгруппах возрастает снизу вверх (за исключением подгруппы скандия), 

[c.109]

    В соответствии с правилом Сиджвика максимальное значение КЧ центрального атома /-элемента в низких степенях окисления рассчитывают как полуразность между числом 18 и числом валентных электронов центрального атома (из дробных значений полуразности еще вычитают 0,5). Установите состав следующих комплексов с монодентатными лигандами (L — некоторый нейтральный органический лиганд)  [c.202]

    Кремний 81(15 2 2р 35 Зр ) по числу валентных электронов является аналогом углерода. Однако у кремния больший размер атома, меньшая энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома. Поэтому кремний — элемент 3-го периода — по структуре и свойствам однотипных соединений существенно отличается от углерода — элемента 2-го периода. Максимальное координационное число кремния равно итести, а наиболее характерное — четырем. Как п для других элементов 3-го периода, рл — ря-связывание для кремния не характерно и потому в отличие от углерода р- и зр -гибридные состояния для него неустойчивы. Кремний в соединениях имеет степени окисления +4 и —4. 

[c.410]

    Таким образом, храм, молибден и вольфрам имеют по 6 валентных электронов, т. е. их максимальное окислительное число +6. Большое число валентных электронов позволяет им проявлять переменную степень окисления хром (I), II, III, (IV), (V) и VI, молибден и вольфрам (И), (III), (IV) и VI (в скобках приведены окислительные числа, проявляемые элементами в неустойчивых соединениях). [c.101]

    В, D V —часть детерминанта, построенная на АО валентных электронов всех атомов 10 —части детерминанта, содержащие только нули. Как известно из алгебры, такой детерминант разбивается на произведение детерминантов вида А В . .. D IV]. Если полученное таким образом выражение подставить в уравнение (II, 10), т. е. записать равенство А В . .. Dl V1=0, то это уравнение разобьется на несколько независимых уравнений более низких степеней А =0, В1=0,. .., D =0, V =0. Разбиение уравнения (II, 10) на несколько уравнений приводит к распаду системы (11,9) на независимые уравнения, описывающие внутренние электронные слои каждого атома и систему, характеризующую электроны валентных слоев всех атомов. Из уравнений для внутренних электронов получаются примерно такие же волновые функции, как из уравнений для свободных атомов. Это указывает на то, что состояния электронов внутренних атомных слоев почти не изменяются при объединении атомов в молекулы. Такой вывод- подтверждается экспериментально, например, при изучении характеристических рентгеновских спектров, хотя при более тонких исследованиях обнаруживаются так называемые химические сдвиги в этих спектрах, появляющиеся как результат влияния химической связи на внутренние электронные слои. Для решения многих химических задач достаточно в качестве базисных функций выбирать АО внешних слоев (или функции, им соответствующие). При этом число электронов в системе равно числу валентных электронов. 

[c.36]

    Побочную подгруппу VI группы составляют элементы хром Сг, молибден Мо и вольфрам W. Они относятся к -элементам. Их атомы на внешнем энергетическом уровне содержат у хрома и молибдена по одному электрону, у вольфрама — два электрона, что обусловливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы. В соответствии с числом валентных электронов они проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа НОз, которым соответствуют кислоты общей формулы НаНО,. Сила кислот закономерно падает от хромовой до вольфрамовой. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимо, однако хорошо растворяются соли щелочных металлов и аммония. [c.195]

    Как изменяется конфигурация валентных электронов, максимальная степень окисления и ее устойчивость в ряду d-элементов периода Для каких d-элементов число валентных электронов и максимальная степень окисления совпадают с номером группы, меньше и больше номера группы  [c.99]

    Сравните ii- и />элементы П1 группы ио таким параметрам, как а) число валентных электронов и энергетические подуровни, иа которых они находятся б) электронное строение ионов в) степень окисления элементов в соединениях г) свойства простых веш,еств, оксидов и гидроксидов и направленность в изменении этих свойств с увеличением порядкового номера элемента. [c.317]

    Искажение электронного облака под действием окружающих заряженных ионов или диполей называют поляризацией. Если сравнить ионы с одинаковым зарядом и числом валентных электронов, то оказывается, что ионы большего размера поляризуются легче, чем ионы меньшего размера. Это объясняется тем, что в малых ионах поведение электронов в большей степени определяется взаимодействием с положительно заряженным ядром. [c.88]

    Количественно степень окисления определяется, как правило, числом валентных электронов, частично или полностью смещенных от данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления). [c.60]

    Наличием одного непарного электрона обусловливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. Степень окисления фтора как самого электроотрицательного элемента (4,0) принимается равной -1. [c.310]

    Степень окисления центрального атома зависит от исходного числа валентных электронов [c.358]

    У бериллия (ls 2s ) по сравнению с бором ( s 2s 2p ) в соответствии с увеличением радиуса атома и уменьшением числа валентных электронов неметаллические признаки проявляются слабее, а металлические усиливаются. Бериллий обладает более высокими энергиями ионизации атома (II = 9,32 эВ, /а == 18,21 эВ), чем остальные s-элементы II группы. В то же время он во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным эле.ментом в обычных условиях он простых ионов не образует для него характерны комплексные ионы как катионного, так и анионного типа. Во всех устойчивых соединениях степень окисления бериллия -f2. Для Ве (II) наиболее характерно координационное число 4 (зр -гибри-Д1(зация валентных орбиталей). [c.470]

    Элементы VI группы, имеющие четное число валентных электронов, в оксианионах обладают четной положительной степенью окисления. В оксианионах этих элементов наблюдаются лишь состояния окисления VI и IV, как это иллюстрируется на примере серы [c.359]

    Все соединения марганца(УП) являются очень сильными окислителями. Они представляют особый интерес, так как +7 — это максимальная степень окисления, достигаемая в первом переходном ряду. Переход вправо по первому переходному ряду от марганца к железу, несмотря на увеличение числа валентных электронов, сопряжен с заметным сужением диапазона возможных степеней окисления высшая степень окисления железа ниже, чем у марганца и составляет +6. Эта тенденция продолжается далее вправо по ряду по мере увеличения числа d-электронов растет эффективный заряд, действующий на них, и уменьшается размер -орбиталей, в результате чего высшие степени окисления от кобальта к цинку снижаются от +А до +2. [c.354]

    Металлические твердые растворы. Металлы характеризуются повышенной склонностью растворять металлы и в меньшей степени неметаллы. Эта способность — следствие предельной нелокализованности металлической связи. Вследствие дефицита электронов (см. рис. 75 валентная зона металлического кристалла может принимать некоторое число добавочных электронов, не вызывая изменений структуры и металлических признаков кристалла. Например, в кристалле серебра, атомы которого имеют по одному валентному электрону электронная концентрация (отношение общего числа валентных электронов к общему числу атомов в кристалле) равна 1. Но она может возрастать до 1,4 за счет электронов, вносимых атомами других элементов. [c.253]

    У атома ниобия наблюдается проскок электрона, один электрон с внешнего энергетического уровня пере-кодит на /-подуровень предиоследнего уровня, ио, как видно из приведенных электронных формул, у всех атомов элементов этой подгруппы общее число валентных электронов равно пяти. В соответствии с электронным строением атомов ванадий, ниобий и тантал могут проявлять в соединениях степени окисления от +1 до +5. [c.264]

    Из приведенных схем видно, что у трехвалентного хрома, двух- и четырехвалентного марганца число валентных электронов меньше числа неспаренных электронов. Данное обстоятельство, а также некоторые другие особенности элементов побочных подгрупп в сильной степени усложняют вопрос о валентностях этих элементов. Объяснить так наглядно и просто валентности элементов побочных подгрупп даже в их простейших соединениях, как это было сделано для элементов главных подгрупп, не представляется возможным. В отличне от элементов главных подгрупп, для которых максимальная валентность равна номеру группы, для некоторых элементов побочных подгрупп могут наблюдаться валентности больше номера группы. Например, для находящихся в первой группе меди и золота наряду с валентностью единица характерна также валентность два и три соответственно. [c.78]

    В дополнение к перечисленным таблицам электроотрицательности были и такие, которые основывались на дипольных моментах, силовых постоянных длин связей, числе валентных электронов и кэвалентных радиусах, на фотоэлектрической работе. Это указывает на способность каждого элемента проявлять некоторую степень электроотрицательности, зависящую от особых условий об разования связи. Однако все эти таблицы не имели успеха. [c.126]

    У первых р-элементов периода имеет место нарастание числа неспаренных р-электронов, достигая максимума у азота и фосфора, затем их число уменьшается. Это сказывается на способности атомов участвовать в образовании химической связи. Обш,ее число валентных электронов соответствует номеру группы, в которой расположен элемент, н высшей положительной степени окисления. Так, например, в атомах элемерлов V группы число валентных электронов равно 5, высшая положительная степень окисления составляет +5. [c.96]

    Общее число валентных электронов соотвегствуег номеру группы, в которой расположен элемент, и высшей положительной степени окисления. Так, например, в атомах элементов V группы число валентных электронов равно 5, высшая положительная степень окисления составляет +5. [c.117]

    Целесообразно рассматривать таблицу Менделеева как своеобразную матрицу, элементами которой являются собственно химические элементы. Роль строки выполняет здесь период, а роль столбца — группа. Совокупность этих характеристик должна обеспечивать инвариантность положения элемента в таблице. В свете современных представлений о строении атома принадлежность элемента к конкретному периоду определяется числом электронных слоев атома в нормальном, невозбужденном состоянии. Номер периода отвечает номеру внешнего слоя, который не завершен и заполняется электронами. А принадлежность элемента к той или иной группе определяется общим числом валентных электронов, т. е. электронов, находящихся на внешней и недостроенных внутренних оболочках . Например, хром [Сг1 [Arl «ЗdЧs и сера [Sl fNe] Зs 3/) являются элементами одной и той же VI группы, поскольку оба атома имеют по б валентных электронов. Отметим, что деление на периоды и группы введено Д. И. Менделеевым, который определил принадлежность элемента к конкретной группе, ориентируясь на химические свойства, в частности на форму и характер высших оксидов и гидроксидов. Действительно, такие непохожие друг на друга металлический хром и неметаллическая сера в высшей степени окисления, соответствующей номеру группы, образуют оксиды [c.8]

    Групповая аналогия далеко не отражает всех особенностей элементов, входящих в данную группу, поскольку формируется она по наиболее общему признаку — числу валентных электронов — без учета типа валентных орбиталей. Эта аналогия пропадает для элементов в низших степенях окисления и тем более в свободном состоянии. Однако в пределах каждой группы можно выделить элементы, которые обладают более глубоким сходством между собой, Это сходство проявляется не только в высшей, но и во всех промежуточных степенях окисления, и обусловлено не только одинаковым числом валентных электронов, но и одинаковым типом орбиталей, на которых эти электроны расположены. По этому признаку и выделяются подгруппы элементов в пределах одной rpyinibi. Элементы, принадлежащие к одной подгруппе, обладают более близким сходством в свойствах, в основе которого лежит одинаковый тин валентных орбиталей, заполняющихся электронами. Эта более глубокая аналогия называется типовой аналогией. Таким образом, элементы, принадлежащие одной подгруппе, являются тип-аналогами, Так, в рассмотренном выше примере П1 группы бор, алюминий и подгруппа галлия, образующие главную под-грушту (или ПГА.-группу), являются тип-аналогами, поскольку для всех этих элементов характерен одинаковый тип валентных электронных орбиталей (ns np ). Элементы подгруппы скандия, образующие побочную подгруппу П1 группы (или И1В-группу), также являются между собой тип-апалогами [валентная электронная конфигурация ns (n—l)(i l. [c.9]

    Таким образом, в ряду Ge—Sn—РЬ величина координационного числа в простых веществах возрастает от 4 до 12, а устойчивая степень окисления в соединениях уменьшается с +4 до +2. Эти особенности обусловлены, с одной стороны, сближением внешних энергетических уровней электронов с ростом главного квантового числа, что приводит к доступности вакантной 6 -орбитали свинца для валентных электронов. При этом число возможных электронных состояний превышает число валентных электронов, т. е. наблюдается дефицит валентных электронов, приводящий к возникновению металлической связи в простом веществе. С точки зрения зонной теории это соответствует перекрыванию валентной 6р- и вакантной 6с(-зон в кристалле свинца. С другой стороны, для свинца, как и для всех остальных / -элементов 6-го периода, характерно наличие инертной б5-пары, что обусловлено эф( №ктом проникновения б5-электронов под двойной слой из и 4/1 -электронов и способствует стабилизации низшей степени окисления. [c.215]

    Совокупность этих характеристик должна обеспечивать инвариантность положения элемента в таблице. В свете современных представлений о строении атома принадлежность элемента к конкретному периоду определяется числом электронных слоев атома в нормальном, невозбужденном состоянии. Номер периода отвечает номеру внешнего слоя, который не завершен и заполняется электронами. А принадлежность элемента к той или иной группе определяется общим числом валентных электронов, т.е. электронов, находящихся на внешней и недостроенных внутренних оболочках. Например, хром [Сг] » — [Аг] 3(Р45 и сера [8] — [Ке]103 23р- являются элементами одной и той же VI группы, поскольку оба атома имеют по 6 валентных электронов. Отметим, что деление на периоды и группы введено Д.И.Менделеевым, который определял принадлежность элемента к конкретной группе, ориентируясь на химические свойства, в частности на форму и характер высших оксидов и гидроксидов. Действительно, такие непохожие друг на друга металлический хром и неметаллическая сера в высшей степени окисления, соответствующей номеру группы, образуют оксиды одинакового состава ЭОз (СгОз и ЗОз), которые к тому же обладают сходными (кислотными) свойствами. Им отвечают гидроксиды, имеющие ярко выраженный кислотный характер, — хромовая НгСгО и серная Н2804 кислоты. Таким образом, в группы Периодической системы объединяются элементы с одинаковым общим числом электронов на достраивающихся оболочках независимо от их типа. Подобное объединение позволяет выделить наиболее общий вид аналогии, который называется группо- [c.227]

    Заполнение разрешенных зон электронами в Т. т. происходит последовательно в порядке возрастания энергетич. уровней в зонах. Согласно принципу Паули для Т. т., содержащего N атомов, в каждой энергетич. зоне могут находиться 2N электронов. Вероятность заполнения уровня с энергией Е определяется соотношением Ферми-Дирака /= 1/ 1 + ехр [( — p)/f 7 , где f -константа Больцмана, р-уровень Ферми-энергетич. уровень, вероятность заполнения к-рого при Т 7 О К равна 0,5 (м. б. интерпретирован как хим. потенциал электрона). Изоэнергетич. пов-сть, соответствующая Ер, наз. Ферми-пов-стью. В зависимости от числа валентных электронов верхняя из заполненных зон (в а-лентная зона) м.б. занята полностью или частично. Степень заполнения валентной зоны электронами играет важную роль в формировании электрич. св-в Т.т., т.к. электроны полностью заполненной зоны не переносят ток. [c.502]

---

Валентность и степень окисления, подготовка к ЕГЭ по химии

Валентность

Валентность (лат. valere — иметь значение) — мера «соединительной способности» химического элемента, равная числу индивидуальных химических связей, которые может образовать один атом.

Определяют валентность по числу связей, которые один атом образует с другими. Для примера рассмотрим две молекулы

Для определения валентности нужно хорошо представлять графические формулы веществ. В этой статье вы увидите множество формул. Сообщаю вам также о химических элементах с постоянной валентностью, знать которые весьма полезно.

В электронной теории считается, что валентность связи определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии. Мы касались с вами темы валентных электронов и возбужденного состояния атома. На примере фосфора объединим эти две темы для полного понимания.

Подавляющее большинство химических элементов обладает непостоянным значением валентности. Переменная валентность характерна для меди, железа, фосфора, хрома, серы.

Ниже вы увидите элементы с переменной валентностью и их соединения. Заметьте, определить их непостоянную валентность нам помогают другие элементы — с постоянной валентностью.

Запомните, что у некоторых простых веществ валентность принимает значения: III — у азота, II — кислорода. Подведем итог полученным знаниям, написав графические формулы азота, кислорода, углекислого и угарного газов, карбоната натрия, фосфата лития, сульфата железа (II) и ацетата калия.

Как вы заметили, валентности обозначаются римскими цифрами: I, II, III и т.д. На представленных формулах валентности веществ равны:

• N — III
• O — II
• H, Na, K, Li — I
• S — VI
• C — II (в угарном газе CO), IV (в углекислом газе CO₂ и карбонате натрия Na₂CO₃
• Fe — II

Степень окисления

Степенью окисления (СО) называют условный показатель, который характеризует заряд атома в соединении и его поведение в ОВР (окислительно-восстановительной реакции). В простых веществах СО всегда равна нулю, в сложных — ее определяют исходя из постоянных степеней окисления у некоторых элементов.

Численно степень окисления равна условному заряду, который можно приписать атому, руководствуясь предположением, что все электроны, образующие связи, перешли к более электроотрицательному элементу.

Определяя степень окисления, одним элементам мы приписываем условный заряд «+», а другим «-«. Это связано с электроотрицательностью — способностью атома притягивать к себе электроны. Знак «+» означает недостаток электронов, а «-» — их избыток. Повторюсь, СО — условное понятие.

Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю — это важно помнить для самопроверки.

Зная изменения электроотрицательности в периодах и группах периодической таблицы Д.И. Менделеева, можно сделать вывод о том какой элемент принимает «+», а какой минус. Помогают в этом вопросе и элементы с постоянной степенью окисления.

Кто более электроотрицательный, тот сильнее притягивает к себе электроны и «уходит в минус». Кто отдает свои электроны и испытывает их недостаток - получает знак «+».

Самостоятельно определите степени окисления атомов в следующих веществах: RbOH, NaCl, BaO, NaClO₃, SO₂Cl₂, KMnO₄, Li₂SO₃, O₂, NaH₂PO₄. Ниже вы найдете решение этой задачи.

Сравнивайте значение электроотрицательности по таблице Менделеева, и, конечно, пользуйтесь интуицией 🙂 Однако по мере изучения химии, точное знание степеней окисления должно заменить даже самую развитую интуицию ;-)

Особо хочу выделить тему ионов. Ион — атом, или группа атомов, которые за счет потери или приобретения одного или нескольких электронов приобрел(и) положительный или отрицательный заряд.

Определяя СО атомов в ионе, не следует стремиться привести общий заряд иона к «0», как в молекуле. Ионы даны в таблице растворимости, они имеют разные заряды — к такому заряду и нужно в сумме привести ион. Объясню на примере.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Валентность. Степень окисления. Составление электронных конфигураций. Типы химической связи

1. Валентность. Степень окисления. Составление электронных конфигураций Типы химической связи.

Валентность – способность атома
образовывать химические связи с
другими атомами
Валентность определяется по
формуле кислородного или
водородного соединения,
обозначается римскими цифрами, не
имеет знака.
Валентность
По кислороду
Постоянная
Переменная
1. Все s-металлы (I и IIА
группы) – равна
номеру группы
2.Аl – III
3. H – I
4. F – I
5. O — II
1. Высшая — равна
номеру группы
2. Возможная равна № группы – 2
до 0
По водороду
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
RH Rh3 Rh4
Rh5
Rh4
№ группы
VIA
VIIA
h3R
8 — № группы
HR

4. Правило валентности

В большинстве бинарных соединений типа AxBy
произведение валентности элемента А (m) на число его
атомов в молекуле (х) равно произведению валентности
элемента В (n) на число его атомов (y):
mx=ny
Пример:
Определить валентность фосфора в соединении Р2О5
m II
Р2О5
Валентность кислорода постоянна и равна II
m*2=2*5
m=5
Фосфор в соединении P2O5 пятивалентен
Степень окисления – условный
заряд, который приобретает атом в
молекуле при условии смещения
электронов к наиболее
электроотрицательному атому
Степень окисления обозначается
арабскими цифрами, имеет знак
Степень окисления
Постоянная
Переменная
1. СО s-металлов (I и IIА группа) равна № 1. Максимальная СО равна номеру
группы (положительный знак)
группы
2. Al имеет степень окисления +3
2. Низшая СО равна номер группы -8
3. Водород имеет две степени
3. Возможные СО равны номер группы окисления: +1 и 0, за исключением
2, в том числе и 0
гидридов металлов, там равна -1
4. Фтор имеет две степени окисления: +1
и 0
5. Кислород имеет степень окисления -2,
за исключением двух соединений:
Н2+1О2-1 и O+2F2Запомнить:
1. СО кислотного остатка в кислоте равна числу атомов водорода
2. СО элемента в кислоте и ее соли одинакова
3. СО азота в аммиаке Nh4 и в ионе аммония Nh5 одинакова и равна +3

7. Правило определения степени окисления

Сумма зарядов всех атомов в молекуле равна нулю.
Примеры:
H Cl O4
+8
h3 S O 4
+8
-8
1+x+(-2)*4=0
x=+7
Ca (Cl O3)2
+12 -12
+14
1*2+x*2+(-2)*7=0
x=+12/2=+6
1*2+x+(-2)*4=0
x=+6
H Cl O3
+6
2+x*2+(-2)*6=0
x=+10/2=+5
(Nh5)2 Cr2 O7
-14
-8
-6
1+x+(-2)*3=0
x=+5
h3 P2 O7
+14
-14
1*2+x*2+(-2)*7=0
x=+12/2=+6

8. Квантовые числа

1. n – главное квантовое число. Характеризует энергию
электрона на энергетическом уровне.
Определяет:
• Число энергетических уровней (n= № периода)
• Максимальное число электронов на энергетическом уровне
по формуле 2n2
• Число энергетических подуровней на энергетическом уровне

9. Квантовые числа

2.
l – побочное квантовое число.
Характеризует энергию электрона на
энергетическом подуровне и форму
электронного облака.
Численно равно n-1

10. Квантовые числа

3. ml – магнитное квантовое число. Определяет
ориентацию электронного облака и число
электронных орбиталей на подуровне
Численно равно –l; 0; l

11. Квантовые числа

4. ms — спиновое квантовое число.
Определяет
направление
вращения
электрона вокруг собственной оси.

12. Правила для определения расположения электрона в атоме

1. Принцип Паули(принцип запрета)
В атоме не может быть двух электронов с
одинаковым
набором
всех
четырех
квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали
не может быть больше двух электронов.
Максимальное число электронов на подуровне:
s p d f
2 6 10 14

13. Правила для определения расположения электрона в атоме

2. Правило Гунда
Электроны располагаются таким образом,
чтобы суммарный спин был максимальным

14. Правила для определения расположения электрона в атоме

3. Правило Клечковского
Электроны
заполняю
подуровни в порядке
энергии
4s
3d
энергетические
увеличения их

15. Использование таблицы Менделеева для составления электронных конфигураций

1. Определение внешнего заполняемого подуровня по цвету
элемента в ПС:
Семейства элементов
s
р
d
F
Розовые
Желтые
Синие
Белые
I и IIА группы
III – VIIА группы
Побочная подгруппа Лантаноиды и актиноиды

16. Использование таблицы Менделеева для составления электронных конфигураций

2. Определение номера внешнего заполняемого
подуровня
Для s-элементов и p-элементов равен номеру
периода
Для d –элементов равен номер периода — 1
Для f-элементов равен номер периода — 2

17. Использование таблицы Менделеева для составления электронных конфигураций

3.
Определение числа
внешнем уровне.
Оно равно номеру группы.
электронов
на

18. Составление электронных конфигураций

Запомнить:
У некоторых элементов происходит «провал» электрона с более
высокого энергетического уровня на более низкий для
уменьшения энергии. Характерно для d-элементов.

19. Химическая связь

Химическая связь – силы взаимодействия, которые
соединяют атомы в молекулы, ионы или кристаллы.
В образовании хим. связей участвуют валентные
электроны:
1. Неспаренные валентные электроны (s, p –внешнего
уровня, d – внешнего и предвнешнего уровня)
2. Неподеленная пара валентных электронов,
находящаяся на внешнем уровне
3. Вакантные орбитали
Типы химической связи:
1. Ионная
2. Ковалентная
3. Водородная
4. Металлическая

20. Электроотрицательность

Электроотрицательность – способность атомов элементов
притягивать к себе общую электронную пару
При определении относительной электроотрицательности
элемента за единицу была принята ЭО лития.
В ряду Si, H, Br, N, Cl, O, F электроотрицательность
увеличивается.

21. Ионная связь

Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами.
Механизм образования: электростатическое притяжение анионов и
катионов.
ΔЭО > 1,7 (2)
Случаи возникновения и.х.св.:
1. Между типичным металлом (I и II A-группы) и типичным неметаллом
(O,H,Cl,F,S,N)
2. В веществах сложного состава:
Катионы
Анионы
Nh5+
OH-, анионы
кислородсодержащих
кислот
Механизм образования:
Ионы
приобретают
устойчивую
соответствующего инертного газа.
электронную
конфигурацию

22. Примеры образования ионной связи

23. Характеристика веществ с ионной связью

• Ионная кристаллическая решетка
• Твердые, прочные, нелетучие
• В твердом состоянии не проводят
электрический ток
• Хорошо растворимы в полярных
растворителях, поэтому их растворы и
расплавы хорошо проводят электрический
ток

24. Ковалентная связь

Ковалентная связь – химическая связь,
возникающая в результате образования общих
электронных пар при перекрывании
электронных облаков с антипараллельными
спинами.
ΔЭО >= 0
ΔЭО
Ковалентная связь
Неполярная
Полярная
ΔЭО = 0
ΔЭО не равна0
НеМе+такой же НеМе
НеМе+другой НеМе
Cl2, O2,N3, h3
CO2, Nh4, Ph4, PCl3

25. Механизм образования

Обменный
Донорно-акцепторный
В случае ковалентной неполярной
и полярной связи
В случае ковалентной полярной
связи

26. Характеристика веществ с ковалентной связью

1. Образуют молекулярную кристаллическую
решетку
2. Обладают малой твердостью, низкой
температурой кипения и плавления,
проводят электрический ток,
нерастворимы или малорастворимы в
полярных растворителях

27. Водородная связь

Водородная связь – это химическая связь между
атомом водорода в одной молекуле и сильно
электроотрицательным атомом (F, O, S) в другой
или в той же самой молекуле.
Два вида: межмолекулярная (между молекулами
воды, спирта, HF, карбоновых кислот) и
внутримолекулярная.

28. Металлическая связь

Металлическую связь осуществляют относительно
свободные электроны между атомами и ионами
металла в узлах кристаллической решетки
Характеристики веществ с металлической связью:
1. Металлическая кристаллическая решетка
2. Тепло- и электропроводны, пластичны (ковкие),
металлический блеск.

Статьи — Abitu.net

До сих пор мы говорили об индивидуальных атомах и молекулах, а также об их массах, измеряемых в а.е.м., то есть относительных массах. Однако на практике нужное вещество взвешивается в граммах (или других единицах массы — кг, т), а не в а.е.м. Для того, чтобы перейти от молекулярной шкалы измерения масс к обычной, ввели единицу измерения количества вещества — моль.

это порция вещества (количество вещества $$ \nu $$), в которой содержится $$ \mathrm{6,02}·{10}^{23}$$ структурных единиц вещества (молекул, атомов, ионов или др.{12}\mathrm{C}$$.

Зная количество вещества, можно судить о числе частиц в определенной его порции и брать вещества для реакций в необходимых количествах. Иными словами, определять число атомов и молекул (структурных единиц) можно путём взвешивания порций веществ.

Таким образом, масса вещества, его количество, число структурных единиц (атомов, молекул, ионов и пр.) и число Авогадро связаны между собой соотношением:

$$ \nu ={\displaystyle \frac{m}{M}}={\displaystyle \frac{N}{{N}_{A}}}$$,

где $$ m$$ — масса вещества, г; $$ \nu $$ – количество вещества, моль; $$ M$$ — молярная масса, г/моль, $$ N$$ — число структурных единиц,  $$ {N}_{\mathrm{A}}$$ — число Авогадро.

Отношение массы данного вида атомов к общей массе молекулы называется массовой долей данного элемента в соединении и обозначается $$ \omega $$. 

Массовая доля элемента в соединении равна молярной массе элемента, умноженной на его индекс в химической формуле и деленной на молярную массу соединения.

Например, массовая доля элемента $$ A$$ в соединении $$ {A}_{x}{B}_{y}{C}_{z}$$ равна:

$$ \omega \left(A\right)={\displaystyle \frac{xM\left(A\right)}{M\left({A}_{x}{B}_{y}{C}_{z}\right)}}$$

Отношение количества вещества данного элемента в соединении к сумме количеств веществ всех элементов называется мольной долей данного элемента в соединении и обозначается $$ X$$. 

Мольная доля элемента в соединении равна отношению его индекса в химической формуле к сумме индексов всех элементов в соединении.

Например, мольная доля элемента $$ A$$ в соединении $$ {A}_{x}{B}_{y}{C}_{z}$$ равна:

$$ X\left(A\right)={\displaystyle \frac{x}{x+y+z}}$$

Эти соотношения используются для различных расчётов.

По массовым долям элементов в соединении можно определить только их молярное соотношение между собой, т. е. простейшую формулу вещества; для определения истинной формулы необходимо дополнительно знать молярную массу вещества.

Определить количество вещества оксида алюминия и  количество вещества атомного кислорода в оксиде алюминия массой $$ \mathrm{71,4}$$ г.

Формула оксида алюминия $$ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}$$, молярная масса этого вещества  составляет:

$$ M\left({\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}\right)=102$$ г/моль.

Используя вышеуказанное соотношение, находим количество вещества $$ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}$$, которое содержится в $$ \mathrm{71,4}$$ г  этого вещества:

  $$ \nu \left({\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}\right)=m\left({\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}\right)/M\left({\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}\right)=\mathrm{71,4} \mathrm{г}:102 \mathrm{г}/\mathrm{мол}ь=\mathrm{0,7} \mathrm{моль}$$.

Поскольку $$ 1$$ молекула $$ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}$$ cодержит $$ 3$$ атома кислорода, в $$ 1$$ моль оксида алюминия содержится $$ 3$$ моль атомного кислорода.

$$ \nu \left(\mathrm{O}\right)=3\nu \left({\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}\right)=3·\mathrm{0,7} \mathrm{моль}=\mathrm{2,1} \mathrm{моль}$$.

Массовая доля серы в оксиде $$ 40\%$$. Определить простейшую формулу оксида.

1 способ: Рассмотрим $$ 1$$ моль вещества $$ {\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}$$. Массы отдельных компонентов можно выразить через молярную массу этого вещества $$ М$$

$$ m\left(\mathrm{S}\right)=m\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)·\omega \left(\mathrm{S}\right)/100\%=\mathrm{0,4}M$$

$$ m\left(\mathrm{O}\right)=m\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)-m\left(\mathrm{S}\right)=M-\mathrm{0,4}M=\mathrm{0,6}M$$

Перейдём к количествам веществ атомных `»S»` и `»O»`:

`nu(«S»)=m(«S»)//M(«S»)=0,4M:32=0,0125M`

`nu(«O»)=m(«O»)//M(«O»)=0,6M:16=0,0375M`

Отношение количеств веществ атомных `»S»` и `»O»` даёт нам простейшую формулу оксида серы:

$$ x:y=\nu \left(\mathrm{S}\right):\nu \left(\mathrm{O}\right)=\mathrm{0,0125}:\mathrm{0,0375}=1:3$$, т. е. `»SO»_3`

2 способ: запишем формулу оксида серы в виде $$ {\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}$$. Выразим $$ x$$ и $$ y$$ через относительные атомные массы элементов и молекулярную массу соединения:

$$ x={\displaystyle \frac{{M}_{r}\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)\omega \left(\mathrm{S}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{S}\right)}}, y={\displaystyle \frac{{M}_{r}\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)\omega \left(\mathrm{O}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{O}\right)}}$$

Находим соотношение $$ x:y$$ и сокращаем относительную молекулярную массу:

$$ x:y={\displaystyle \frac{{M}_{r}\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)\omega \left(\mathrm{S}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{S}\right)}}:{\displaystyle \frac{{M}_{r}\left({\mathrm{S}}_{x}{\mathrm{O}}_{y}\right)\omega \left(\mathrm{O}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{O}\right)}}$$

$$ x:y={\displaystyle \frac{\omega \left(\mathrm{S}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{S}\right)}}:{\displaystyle \frac{\omega \left(\mathrm{O}\right)}{{A}_{r}\left(\mathrm{O}\right)}}$$

Подставляя данные, получаем соотношение:

$$ x:y={\displaystyle \frac{\mathrm{0,4}}{32}}:{\displaystyle \frac{\mathrm{0,6}}{16}}=\mathrm{0,0125}:\mathrm{0,0375}=1:3$$.

Формула оксида серы `»SO»_3`.

Вещество содержит $$ \mathrm{14,29}\%$$ (масс.) водорода и $$ \mathrm{85,71}\%$$масс углерода. Определить формулу этого вещества, если его молярная масса $$ 28 \mathrm{г}/\mathrm{моль}$$. При расчетах массовой доли удобнее всего рассматривать $$ 100$$ г вещества или массу $$ 1$$ моль вещества. Рассмотрим оба варианта.

1 способ. Возьмем $$ 100$$ г вещества $$ {\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}$$. Учитывая массовые доли элементов в этом соединении, находим массы углерода и водорода во взятой пробе этого вещества.

$$ m\left(\mathrm{C}\right)=m\left({\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}\right)·\omega \left(\mathrm{C}\right)/100\%=100 \mathrm{г}·\mathrm{0,8571}=\mathrm{85,71}\mathrm{г}$$

$$ m\left(\mathrm{H}\right)=m\left({\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}\right)·\omega \left(\mathrm{H}\right)/100\%=100 \mathrm{г}·\mathrm{0,1429}=\mathrm{14,29} \mathrm{г}$$

$$ 1$$ моль вещества $$ {\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}$$ состоит из $$ x$$ моль атомов `»C»` и $$ y$$ моль атомов `»H»`. Числа $$ x$$ и $$ у$$ относятся друг к другу, как количества веществ `»C»` и `»H»`. Поэтому находим количества веществ атомного углерода и водорода, содержащиеся в найденных массах.

$$ \nu \left(\mathrm{C}\right)=m\left(\mathrm{C}\right)/M\left(\mathrm{C}\right)=\mathrm{85,71} \mathrm{г}:12 \mathrm{г}/\mathrm{моль}=\mathrm{7,14} \mathrm{моль}$$

$$ \nu \left(\mathrm{H}\right)=m\left(\mathrm{H}\right)/M\left(\mathrm{H}\right)=\mathrm{14,29} \mathrm{г}:1 \mathrm{г}/\mathrm{моль}=\mathrm{14,29} \mathrm{моль}$$.

Находим отношение $$ x/y$$:

$$ x/y=\nu \left(\mathrm{C}\right)/\nu \left(\mathrm{H}\right)=\mathrm{7,14}:\mathrm{14,29}=1:2$$.

Получается, что формула соединения $$ {\mathrm{CH}}_{2}$$, однако такое соединение реально не существует. Мы нашли простейшую формулу вещества. Для установления истинной формулы потребуется молярная масса.

Известная по условию задачи молярная масса вещества складывается из относительных атомных масс элементов с учетом их содержания. Тогда проверяем соотношение $$ x/y=\nu \left(\mathrm{C}\right)/\nu \left(\mathrm{H}\right)=2:4$$.

$$ M\left({\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}\right)=x·12+y·1=2·12+4·1=28 \mathrm{г}/\mathrm{моль}$$.

Используя данное соотношение $$ x/y$$, мы вышли на заданную молярную массу, т. е. формула вещества $$ {\mathrm{C}}_{2}{\mathrm{H}}_{4}$$ (этилен).

2 способ. Возьмём $$ 1$$ моль вещества $$ {\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}$$. Его масса численно равна молярной массе, т. е. $$ 28$$ г. Находим массы отдельных компонентов:

$$ m\left(\mathrm{C}\right)=m\left({\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}\right)·\omega \left(\mathrm{C}\right)/100\%=28 \mathrm{г}·\mathrm{0,8571}=24 \mathrm{г}$$,

$$ m\left(\mathrm{H}\right)=m\left({\mathrm{C}}_{x}{\mathrm{H}}_{y}\right)·\omega \left(\mathrm{H}\right)/100\%=28 \mathrm{г}·\mathrm{0,1429}=4 \mathrm{г}$$.

Переводим массы в количества веществ атомных `»C»` и `»H»`:

$$ \nu \left(\mathrm{C}\right)=m\left(\mathrm{C}\right)/M\left(\mathrm{C}\right)=24 \mathrm{г}:12 \mathrm{г}/\mathrm{моль}=2 \mathrm{моль}$$,

$$ \nu \left(\mathrm{H}\right)=m\left(\mathrm{H}\right)/M\left(\mathrm{H}\right)=4 \mathrm{г}:1 \mathrm{г}/\mathrm{моль}=4 \mathrm{моль}$$.(-1)=0,65  «моль»`.

Кальций содержится в фосфорите в виде фосфата кальция `»Ca»_3(«PO»_4)_2`. Согласно этой формуле, `1` моль фосфата кальция содержит `3` моль кальция. Находим количество вещества фосфата кальция:

`1  «моль»:3  «моль»=x  «моль»:0,65  «моль»`,

`x = 0,65 : 3~~ 0,22  «моль»`.

Определим массу `0,22` моль фосфата кальция:

`m=nu*M=0,22  «моль»*310 » г»//»моль» = 67,4` г.

Но массовая доля вещества есть отношение его массы к массе всей смеси (образца фосфорита), поэтому

`omega=m//m_»фосф»*100% =67,4  «г»:100  «г»*100% = 67,4%`.

Массовая доля `»Ca»_3(«PO»_4)_2` в фосфорите составляет `67,4%`.

Определите возможную формулу бинарного соединения, одним элементом которого является азот. Массовая доля азота в соединении равна $$ \mathrm{36,84}\%$$, мольная доля – $$ 40\%$$.

Обозначим формулу соединения как $$ {\mathrm{N}}_{x}{\mathrm{R}}_{y}$$, где `»R»` — неизвестный элемент. Выразим мольную долю азота и найдем соотношение $$ y:х$$ :

$$ \mathrm{X}\left(\mathrm{N}\right)=\frac{x}{x+y}=\mathrm{0,4}$$,

Находим $$ y/x=\mathrm{1,5}/1$$.

Выражаем массовую долю азота и находим молярную массу `»R»`, которая позволит идентифицировать элемент:

$$ \omega \left(N\right)=\frac{M\left(\mathrm{N}\right)}{\mathrm{1,5}M\left(\mathrm{R}\right)+M\left(\mathrm{N}\right)}=\mathrm{0,3684}; M\left(\mathrm{R}\right)=16 \mathrm{г}/\mathrm{моль}$$

$$ M\left(\mathrm{R}\right)=16 \mathrm{г}/\mathrm{моль}$$, следовательно, второй элемент — кислород. Значит, формула соединения $$ {\mathrm{NO}}_{\mathrm{1,5}}$$, но такого соединения не существует. Тогда проверяем соотношение $$ 2:3\Rightarrow {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}$$. Больше оксидов азота с данным соотношением элементов не существует.

 $$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}$$

2.6: Расположение электронов — Chemistry LibreTexts

Цели обучения

• Для описания группировки электронов внутри атомов.

Хотя мы обсудили общее расположение субатомных частиц в атомах, мы мало сказали о том, как электроны занимают пространство вокруг ядра. Они перемещаются вокруг ядра случайным образом или существуют в некотором упорядоченном порядке?

Современная теория поведения электронов называется квантовой механикой.Он делает следующие утверждения об электронах в атомах:

• Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии. Мы говорим, что энергии электронов квантованы.
• Электроны организованы в соответствии с их энергиями в наборы, называемые оболочками. Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют определенных фиксированных расстояний от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
• Оболочки делятся на подмножества электронов, называемые подоболочками. Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки помечены по порядку буквами s , p , d и f . Таким образом, первая оболочка имеет только подоболочку s , вторая оболочку имеет подоболочку s и p подоболочку, третья оболочка имеет подоболочки s , p и d и т. Д.
• Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая подоболочка s может содержать до 2 электронов; п. , 6; д , 10; и f , 14.

Здесь нас больше всего беспокоит расположение электронов в оболочках и подоболочках, поэтому мы сосредоточимся на этом.

Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Первая оболочка, ближайшая к ядру и с электронами с наименьшей энергией, — это оболочка 1.Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая обозначена как s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке. Таким образом, поскольку один электрон атома водорода находится в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s ¹ для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией.Электронные конфигурации — это краткие описания расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода вслух называется «один-один-один».

Атомы гелия имеют 2 электрона. Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , потому что подоболочка s может содержать до 2 электронов; следовательно, электронная конфигурация для атомов гелия 1 s ² (произносится как «один-два-два»).

Подоболочка 1 s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация для атома лития не может быть 1 s ³ .Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен войти во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки, s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития попадает в подоболочку 2 s , мы запишем электронную конфигурацию атома лития как 1 s ² 2 s ¹ .

Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация 1 с ² 2 с ² . Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:

• B: 1 с ² 2 с ² 2 p ¹
• C: 1 с ² 2 с ² 2 с ²
• Н: 1 с ² 2 с ² 2 с ³
• O: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁴
• F: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁵
• Ne: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶

Неоном подоболочка 2 p полностью заполнена.Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, обозначенные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку — например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами равна 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 п ¹ .Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . Фактически, точное упорядочение подоболочек на этом этапе становится более сложным (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов.

Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов. Подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов фосфора

Какова электронная конфигурация нейтрального атома фосфора?

Решение

У нейтрального атома фосфора 15 электронов. Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p .Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³ .

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов хлора

Какова электронная конфигурация нейтрального атома хлора?

Химия возникает в результате взаимодействия между внешними оболочками электронов разных атомов.Таким образом, удобно разделить электроны на две группы. Электроны валентной оболочки (или, проще говоря, валентных электронов ) — это электроны в оболочке с наивысшим номером или валентной оболочке, в то время как основные электроны — это электроны в оболочках с меньшим номером. Из электронной конфигурации атома углерода — 1 с ² 2 с ² 2 p ² — видно, что он имеет 4 валентных электрона (2 с ² 2 p ² ) и 2 остовных электрона (1 s ² ).

Пример \ (\ PageIndex {2} \): подсчет валентных электронов в атомах фосфора

Из электронной конфигурации нейтральных атомов фосфора в Примере \ (\ PageIndex {1} \), сколько валентных электронов и сколько остовных электронов имеет нейтральный атом фосфора?

Решение

Оболочка с самым большим номером — это третья оболочка, которая имеет 2 электрона в подоболочке 3 s и 3 электрона в подоболочке 3 p . Это дает в общей сложности 5 электронов, поэтому нейтральные атомы фосфора имеют 5 валентных электронов.10 оставшихся электронов из первой и второй оболочек являются остовными электронами.

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \): Подсчет валентных электронов в атомах хлора

Из электронной конфигурации нейтральных атомов хлора (Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)), сколько валентных электронов и сколько остовных электронов имеет нейтральный атом хлора?

Упражнения по обзору концепции

1. Как электроны организованы в атомы?
2. Какую информацию передает электронная конфигурация?
3. В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?

ответы

1. Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
2. Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
3. Валентные электроны находятся в оболочке с самым высоким номером; все остальные электроны являются остовными электронами.

Ключевые вынос

• Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.

Авторы и указание авторства

Сколько валентных электронов в фосфоре (P)? [Валентность фосфора]

Фосфор , а химический элемент с символом P и атомным номером 15, является важным элементом для жизни, поскольку это один из основных компонентов ДНК, РНК, АТФ и фосфолипидов.Элементарный фосфор существует в двух основных формах: белый фосфор и красный фосфор, но из-за высокой реакционной способности он не встречается на Земле в свободном состоянии.

It степени окисления варьируется от -3 до +5 (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5) и его электроотрицательность значение составляет 2,19 по шкале Паули .

Вы здесь, чтобы знаете валентные электроны атома фосфора, не так ли? Не волнуйся вместе с фосфором 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 (т.е. на самой внешней орбите). Валентные электроны нейтрального атома равны всегда определен, он не может быть изменен (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, атом может терять, приобретать или делиться в то время образования связи для получения стабильной электронной конфигурации i.е. завершить октет. Валентность атома может изменяться в разных соединениях или химических соединениях. реакции из-за различных обстоятельств связи. Большую часть времени валентность меняется / изменяется из-за изменения состояния окисления и восстановления.

фосфор (P) Валентные электроны

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

Шаг 1. Найдите Атомный номер

Чтобы узнать атомный номер фосфора, мы можем использовать периодическую таблицу.С помощью Периодической таблицы Менделеева легко увидеть, что атомный номер фосфора равен 15. Поскольку его атомный номер 15, он имеет 15 протонов, а для нейтрального фосфора количество протонов всегда равно количеству электронов, т.е. имеет 15 электроны в его ядре.

Шаг 2: Запись Электронная конфигурация

Электрон Конфигурация — это расположение электронов на орбиталях. Фосфор У атома всего 15 электронов, поэтому мы должны поместить 15 электронов на орбитали.В электроны будут размещены на разных орбиталях в зависимости от уровня энергии: [1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f]. Сейчас,

Электрон фосфора конфигурация P (15) = 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 с ³ (в комплекте конфигурация).

= [Ne] 3s²3p³ (сжатая конфигурация).

Шаг 3: Определить Валанс Шелл

Как известно, валентную оболочку атома можно найти из наибольшего числа принципа квантовые числа, которые выражаются в члене n, а в [Ne] 3s²3p³ максимальное значение n равно 3, так что валентная оболочка фосфора равна 3s²3p³.

Шаг 4: Найдите Валентные электроны

Общее количество электроны, присутствующие в валентной оболочке атома, называются валентными электронами, и в валентной оболочке фосфора присутствует всего пять электронов. (3s²3p³). Таким образом, фосфор имеет пять валентных электронов.

Валентность фосфора (П)

Есть много различные способы узнать валентность атома, которая отражает 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 фосфор может достичь стабильного состояния (ближайшая конфигурация инертного газа: Ar), получив 3 электрона. Так что валентность фосфора равна 3 (трехвалентный).

Примечание: в основном фосфор имеет стабильную степень окисления +3 и +5 в соединениях, так что он может образовывать как PCl3, так и PCl5 в стабильных состояниях.Не путайте с +3 или +5, это просто степень окисления, которая может варьироваться от соединения к соединению. Но это валентность 3 только в любом случае.

В другом смысле атом фосфора может образовывать максимум три ковалентные связи в химической связи (для пример: Ph4, PCl3 и т. д.), и то, что такое валентность, максимальная способность образовывать связи с атомами во время химических реакций.

Мы также можем найти валентность фосфора с помощь периодической таблицы. Поскольку фосфор относится к группе 15 (5А или ВА) по с неметаллическим азотом (N), металлоидами мышьяка (As) и сурьмы (Sb), и металлический висмут (Bi).Эти элементы группы также называют пниктогенами. Все эти элементы имеют валентность 3.

Элемент группы VA — обзор

14.6.2 Тригалогениды

Все тригалогениды элементов группы VA известны. В принципе, прямое действие соответствующего галогена на элементы приводит к образованию тригалогенидов. Однако такие реакции не всегда могут быть лучшими препаративными методами. Фториды получают по следующим реакциям.

(14,21) PCl ₃ + AsF ₃ → PF ₃ + AsCl ₃

(14.22) As ₄ O ₆ + 6 CaF ₂ → 6 CaO + 4 AsF ₃

(14,23) Sb ₂ O ₃ + 6 HF → 3 H ₂ O + 2 SbF ₃

Трифторид висмута мало растворим и осаждается из растворов, содержащих Bi ³⁺ , при добавлении избытка F ^— .

Хлориды элементов VA группы получают следующими способами. Треххлористый фосфор получают реакцией белого фосфора с хлором с использованием избытка фосфора.

(14,24) P ₄ + 6 Cl ₂ → 4 PCl ₃

Трихлориды As, Sb и Bi образуются при As ₄ O ₆ , Sb ₂ S ₃ и Bi ₂ O ₃ реагируют с концентрированной HCl.

(14,25) As ₄ O ₆ + 12 HCl → 4 AsCl ₃ + 6 H ₂ O

(14,26) Sb ₂ S ₃ + 6 HCl → 2 SbCl ₃ + 3 H ₂ S

(14.27) Bi ₂ O ₃ + 6 HCl → 2 BiCl ₃ + 3 H ₂ O

В таблице 14.2 показаны некоторые свойства тригалогенидов элементов группы VA.

Таблица 14.2. Физические свойства тригалогенидов элементов группы VA

Соединение	т.пл., ° C	п.о., ° C	μ , D	Угол X – E – X
PF 9045	−151,5	−101.8	—	104
PCl 3	−93,6	76,1	0,56	101
	PBr 3 1	905 1
PI 3	61,2	дес.	—	102
AsF 3	−6,0	62,8	2,67	96,0
AsCl 3 70	−62	103,2	1,99	98,4
AsBr 3	31,2	221	1,67	99,7
99,7
	905 905 905 905	AsI	905 905 905 905 905 905 905 905 67 AsI				100,2
SbF 3	292	—	—	88
SbCl 3	73	223	3,75
SbBr 3	97	288	3.30	97
SbI 3	171	405 905 905 905 905 905 905 905 905 905 905 905 905	725	—	—	—
BiCl 3	233,5	441	—	100
		905 2145 905 905 905 905 905 905 21 BiBr 100
BiI 3	409	—	—	—

Несколько тенденций в данных, показанных в таблице 14.2 представляют интерес. Например, тригалогениды фосфора и мышьяка можно рассматривать как ковалентные молекулы. В результате межмолекулярные силы являются слабыми диполь-дипольными и лондонскими силами. Следовательно, температуры плавления и кипения увеличиваются с увеличением молекулярной массы, как и ожидалось. Трифториды сурьмы и висмута являются по существу ионными соединениями, и их температуры плавления намного выше, чем у более ковалентных галогенпроизводных.

Вторая интересная тенденция проявляется валентными углами молекул.Например, валентные углы для молекул PX ₃ находятся в диапазоне от 101 ° до 104 °, что указывает на использование орбиталей sp ³ на атоме фосфора. Для молекул SbX ₃ валентный угол составляет всего около 90 ° для SbF ₃ , но для других галогенидов он несколько больше. Эти данные показывают, что орбитали, используемые Sb в SbF ₃ , по существу являются чистыми орбиталями p , тогда как гибриды, приближающиеся к sp ³ , используются в хлоридных, бромидных и йодидных соединениях.Одно из объяснений этого состоит в том, что меньший размер орбиталей p F не перекрывается так эффективно с более крупными орбиталями sp ³ на Sb, поэтому энергия, необходимая для гибридизации, не восстанавливается путем образования более прочных связей. Эта тенденция прослеживалась также для валентных углов молекул EH ₃ .

Тригалогениды элементов группы VA имеют пирамидальную форму ( C _{3 v} ) с неподеленной парой электронов на центральном атоме.Обычно молекулы представляют собой основания Льюиса и образуют кислотно-основные аддукты и комплексы металлов. В соответствии с принципом жестко-мягкого взаимодействия эти частицы являются лучшими донорами электронных пар по сравнению с мягкими акцепторами электронных пар. Следовательно, большинство комплексов этих молекул EX ₃ содержат переходные металлы второго и третьего ряда или металлы первого ряда в низких степенях окисления.

Помимо тригалогенидов, содержащих тот же галоген, известны некоторые смешанные тригалогениды. Например, при смешивании двух разных тригалогенидов происходит некоторый обмен.

(14,28) PBr ₃ + PCl ₃ → PBr ₂ Cl + PCl ₂ Br

(14,29) 2 AsF ₃ + AsCl ₃ → 3 AsF ₂ Cl

Все тригалогениды элементов группы VA гидролизуются в воде, но скорости меняются в следующем порядке: P> As> Sb> Bi, порядок, который соответствует уменьшению тенденции к ковалентным связям в молекулах. Это тоже проявление усиления металлического характера при спуске в группе.Однако все тригалогениды не дают продуктов одного и того же типа в результате гидролиза. Например, тригалогениды фосфора реагируют согласно уравнению

(14.30) PX ₃ + 3 H ₂ O → H ₃ PO ₃ + 3 HX

В случае PI ₃ , эта реакция представляет собой удобный синтез HI (см. главу 7). Аналогичным образом гидролизуются тригалогениды мышьяка. Однако тригалогениды сурьмы (и аналогичные соединения висмута) реагируют согласно уравнению

(14.31) SbX ₃ + H ₂ O → SbOX + 2 HX

Антимонилхлорид, иногда называемый оксихлоридом сурьмы, известен как «основной хлорид». Он нерастворим в воде, но можно приготовить водные растворы, содержащие тригалогениды, если раствор содержит достаточно высокую концентрацию HX, чтобы система сместилась влево. Когда такой раствор разбавляется добавлением воды, оксихлорид снова осаждается.

Многие другие реакции тригалогенидов элементов группы VA по существу одинаковы для всех элементов группы.Из всех тригалогенидных соединений наиболее важным является PCl ₃ , и он будет обсуждаться здесь далее. Помимо реакции гидролиза, PCl ₃ реагирует с окислителями с образованием POCl ₃ (точнее, OPCl ₃ , потому что атом кислорода связан с атомом фосфора).

(14,32) 2 PCl ₃ + O ₂ → 2 OPCl ₃

Окислители, такие как H ₂ O ₂ и OCl ^—, могут быть использованы в этой реакции.Реакции PCl ₃ с другими галогенами дают пентагалогениды, содержащие два разных галогена. Например, смешанный пентагалогенид может быть получен реакцией

(14,33) PCl ₃ + F ₂ → PCl ₃ F ₂

Трихлорид фосфора реагирует с органическими соединениями, включая реактивы Гриньяра и алкилы металлов, с образованием дают многочисленные алкильные производные. Типичные реакции можно проиллюстрировать следующими уравнениями.

(14,34) PCl ₃ + RMgX → RPCl ₂ + MgXCl

(14.35) PCl ₃ + LiR → RPCl ₂ + LiCl

Диалкильные и триалкильные соединения также могут быть получены с использованием различных соотношений алкилирующего агента к PCl ₃ . При высоких температурах (600–700 ° C) PCl ₃ реагирует с бензолом с образованием фенилдихлорфосфина.

(14,36) C ₆ H ₆ + PCl ₃ → HCl + C ₆ H ₅ PCl ₂

Хотя органическая химия фосфора обширна, некоторые из наиболее важных соединений представляют собой различные сложные эфиры фосфита.Наиболее удобный синтез этих соединений — реакция PCl ₃ со спиртами. Однако реакции могут проводиться более чем одним способом. Прямая реакция PCl ₃ со спиртом может быть представлена ​​как

(14,37) PCl ₃ + 3 ROH → (RO) ₂ HPO + 2 HCl + RCl

Как и в случае фосфористой кислоты, в продукте этой реакции один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Когда присутствует основание, такое как амин (представленное как Am в следующем уравнении), реакция может быть представлена ​​как

(14.38) PCl ₃ + 3 ROH + 3 Am → (RO) ₃ P + 3 AmH ⁺ Cl ^—

В этом процессе производству фосфита способствует реакция HCl в виде он производится с образованием гидрохлорида амина.

Сколько валентных электронов в фосфоре (P)?

Пятнадцатый элемент периодической таблицы Менделеева — фосфор. Элемент группы 15 — фосфор и его символ — «P». Фосфор образует связи через свои валентные электроны.В этой статье подробно рассматриваются валентные электроны фосфора (P).

Сколько электронов и протонов у атома фосфора (P)?

Ядро находится в центре атома. Протоны и нейтроны находятся в ядре. Атомный номер фосфора (P) равен 15. Атомный номер — это количество протонов.

То есть число протонов в фосфоре (P) равно пятнадцати. Электроны, равные протонам, находятся в круговой оболочке вне ядра.То есть атомы фосфора (P) имеют в общей сложности пятнадцать электронов.

Каковы валентные электроны фосфора (P)?

Второй элемент в группе 15 — фосфор (P). Валентный электрон — это общее количество электронов на последней орбите. Общее количество электронов в последней оболочке после электронной конфигурации фосфора называется валентными электронами фосфора (P).

Валентные электроны фосфора

Валентные электроны определяют свойства элемента и участвуют в образовании связей.Пятнадцатый элемент периодической таблицы — фосфор (P).

То есть у атома фосфорного элемента всего пятнадцать электронов. Электронная конфигурация фосфора показывает, что последняя оболочка (орбита) фосфора (P) имеет всего пять электронов.

То есть мы легко можем сказать, что валентных электронов фосфора (P) пять. На этом сайте есть статья, в которой подробно описывается электронная конфигурация фосфора (P) , вы можете прочитать ее, если хотите.

Как определить валентный электрон фосфора (P)?

Теперь мы узнаем, как легко определить валентные электроны фосфора (P). Валентный электрон необходимо определить, выполнив несколько шагов. Электронная конфигурация — одна из них. Невозможно определить валентный электрон без электронной конфигурации.

Правильно зная конфигурацию электронов, очень легко определить валентные электроны всех элементов. На этом сайте опубликована статья с подробным описанием электронной конфигурации , вы можете прочитать ее, если хотите.Однако в этой статье кратко обсуждается электронная конфигурация.

Ученый Нильс Бор был первым, кто дал представление об орбите (оболочке) атома. Он представил модель атома в 1913 году. Здесь дано полное представление об орбите. Электроны атома вращаются вокруг ядра по определенной круговой траектории.

Эти круговые траектории называются орбитой (оболочкой). Эти орбиты выражаются n. [n = 1,2 3 4. . .]

K — имя первой орбиты (оболочки), L — вторая, M — третья, N — имя четвертой орбиты (оболочки).Удерживающая способность электронов на каждой орбите 2n ² . [Где, n = 1,2 3,4. . .]

Теперь

• n = 1 для орбиты K. Удерживающая способность электронов K-орбиты составляет 2n ² = 2 × 1 ² = 2 электрона.
• Для L-орбиты n = 2. Удерживающая способность электронов на L-орбите составляет 2n ² = 2 × 2 ² = 8 электронов.
• n = 3 для орбиты M. Максимальная удерживающая способность электронов на орбите M составляет 2n ² = 2 × 3 ² = 18 электронов.

Конфигурация электронов

В дополнение к этому методу конфигурация электронов может выполняться с помощью подорбит. Немецкий физик Ауфбау первым предложил идею электронной конфигурации через подорбиты. Метод Ауфбау заключается в настройке электронной конфигурации на субэнергетическом уровне.

Эти суборбитали выражаются буквой «l». Принцип Ауфбау заключается в том, что электроны, присутствующие в атоме, сначала завершают орбиталь с самой низкой энергией, а затем постепенно продолжают завершать орбиталь с более высокой энергией.Эти орбитали называются s, p, d, f. Электронная удерживающая способность этих орбиталей s = 2, p = 6, d = 10 и f = 14.

Однако валентные электроны можно легко идентифицировать, располагая электроны в соответствии с принципом Бора. Теперь мы узнаем, как определить валентный электрон фосфора (P).

Step 1 — 1 ^st нам нужно знать общее количество электронов в атоме фосфора (P). Чтобы узнать количество электронов, вам нужно знать количество протонов в фосфоре.А чтобы узнать количество протонов, вам нужно знать атомный номер фосфорного элемента.

Положение фосфора (P) в периодической таблице Менделеева

Чтобы узнать атомный номер, нам нужно воспользоваться помощью таблицы Менделеева. Необходимо знать атомный номер элементов фосфора (P) из периодической таблицы. Атомный номер — это количество протонов. А электроны, равные протонам, находятся вне ядра.

То есть можно окончательно сказать, что есть электроны, равные порядковому номеру в атоме фосфора.Из периодической таблицы мы видим, что атомный номер фосфора (P) равен 15. То есть у атома фосфора (P) всего пятнадцать электронов.

Шаг 2 — Шаг 2 очень важен. На этом этапе необходимо расположить электроны фосфора (P). Мы знаем, что у атома фосфора всего пятнадцать электронов. Электронная конфигурация фосфора показывает, что есть два электрона в K-оболочке, восемь в L-оболочке и пять в M-оболочке (орбите).

Электронная конфигурация фосфора

То есть первая оболочка из фосфора (P) имеет два электрона, вторая оболочка — восемь электронов, а третья оболочка (орбита) — пять электронов.Число электронов на оболочку из фосфора составляет 2, 8, 5. Электронная конфигурация фосфора (P) через подорбиту составляет 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³ .

Шаг 3 — Третий шаг — диагностика валентной оболочки (орбиты). Последняя оболочка после электронной конфигурации называется валентной оболочкой (орбитой). Общее количество электронов в валентной оболочке называется валентным электроном.

Электронная конфигурация фосфора показывает, что последняя оболочка фосфора имеет пять электронов.Следовательно, валентных электронов фосфора (P) пять. Таким образом, можно определить валентный электрон всех элементов .

Определение валентности фосфора (P)

Способность одного атома элемента присоединяться к другому атому во время образования молекулы называется валентностью (валентностью). Количество неспаренных электронов на последней орбите элемента — это валентность этого элемента.

Как мы знаем, электронная конфигурация атома фосфора обычно 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³ .В электронной конфигурации для фосфора (P) мы видим, что 5 электронов существуют на последней орбите фосфора. Следовательно, валентность (валентность) фосфора (P) равна 5.

Валентность и валентность электронов фосфора (P)

Опять же, валентность определяется из электронной конфигурации элемента в возбужденном состоянии. Электронная конфигурация фосфора (P) в возбужденном состоянии: P * (15) = 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p _x ¹ 3p _y ¹ 3p _z ¹ .

Здесь электронная конфигурация показывает, что три неспаренных электрона существуют на последней орбите фосфора. В этом случае валентность (валентность) атома фосфора равна 3. Валентность (валентность) фосфора определяется в зависимости от образования связи.

Сколько валентных электронов у иона фосфора (P

^3-)?

После расстановки электронов видно, что последняя оболочка атома фосфора (P) имеет пять электронов. В этом случае валентных электронов фосфора равно 5.Мы знаем подробности об этом.

Элементы, которые имеют 5, 6 или семь электронов в последней оболочке (орбите), получают электроны в последней оболочке во время образования связи. Элементы, которые получают электроны и образуют связи, называются анионами. То есть фосфор (P) — это анионный элемент.

P + 3e ^— → P ^3-

Во время образования связи последняя оболочка принимает электроны и превращает их в ионы фосфора (P ^3-). Электронная конфигурация иона фосфора (P ^3-): 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ .

Электронная конфигурация ионов фосфора показывает, что ионы фосфора имеют три оболочки, а третья оболочка имеет восемь электронов. Электронная конфигурация показывает, что ион фосфора приобрел электронную конфигурацию аргона .

То есть в данном случае валентность ионов фосфора (P ^3-) равна -3. Поскольку последняя оболочка (орбита) иона фосфора имеет 8 электронов, валентных электронов иона фосфора (P ^3-) равно восемь.

Образование соединений фосфора (P)

Фосфор (P) участвует в образовании связей через свои валентные электроны.Мы знаем, что валентных электронов в фосфоре пять. Этот валентный электрон участвует в образовании связей с атомами других элементов. Атомы фосфора образуют связи, деля электроны с атомами хлора.

Электронная конфигурация хлора показывает, что валентных электронов хлора равны семи. Три атома хлора и один атом фосфора образуют соединения трихлорида фосфора (PCl ₃ ), разделяя электроны.

P + Cl ₂ → PCl ₃

В результате атом фосфора (P) завершает свою октаву и приобретает электронную конфигурацию аргона.С другой стороны, хлор также приобретает электронную конфигурацию аргона.

P ₄ + 6 Cl ₂ → 4 PCl ₃ (сбалансировано)

Таким образом, один атом фосфора делит электроны с тремя атомами хлора с образованием соединения трихлорида фосфора (PCl ₃ ) посредством ковалентной связи . Трихлорид фосфора (PCl ₃ ) имеет ковалентную связь.

Исключения из правила октетов

Неполный октет

Хотя большинство элементов с атомным номером ниже 20 подчиняются правилу октетов, существует несколько исключений, включая соединения бора и алюминия.

Цели обучения

Опишите способы отклонения B, Al, Li и H от правила октетов

Основные выводы

Ключевые точки

• Правило октетов гласит, что атомы с атомным номером ниже 20 имеют тенденцию объединяться, так что каждый из них имеет восемь электронов в своих валентных оболочках, что дает им такую ​​же электронную конфигурацию, что и благородный газ.
• Два элемента, которые обычно не заполняют октет, — это бор и алюминий; они оба легко образуют соединения, в которых они имеют шесть валентных электронов, а не обычные восемь, предсказываемые правилом октетов.
• Хотя существуют молекулы, которые содержат атомы с менее чем восемью валентными электронами, эти соединения часто реакционноспособны и могут реагировать с образованием частиц с восемью валентными электронами. Например, BF ₃ будет легко связывать фторид-анион с образованием аниона BF ₄ ^—, в котором бор следует правилу октетов.

Ключевые термины

• атомный номер : Число, равное количеству протонов в атоме, которое определяет его химические свойства.Символ: Z.
.
• валентные электроны : электроны на внешнем (валентном) основном энергетическом уровне атома, которые могут участвовать в образовании химических связей с другими атомами.
• правило октета : Атомы приобретают, теряют или делятся электронами с другими атомами, чтобы заполнить свой валентный уровень восемью электронами.

Правило октетов и его исключения

Правило октетов гласит, что атомы с атомным номером ниже 20 имеют тенденцию объединяться, так что каждый из них имеет восемь электронов в валентных оболочках, что дает им такую ​​же электронную конфигурацию, как у благородного газа.Правило применимо к элементам основной группы, особенно к углероду, азоту, кислороду и галогенам, а также к таким металлам, как натрий и магний.

Валентных электронов можно подсчитать с помощью электронной точечной диаграммы Льюиса. В углекислом газе, например, каждый кислород имеет четыре электрона с центральным углеродом. Эти четыре электрона учитываются как в октете углерода, так и в октете кислорода, поскольку они являются общими.

Двуокись углерода : точечная диаграмма Льюиса для двуокиси углерода.

Водород и литий

Однако многие атомы с атомным номером ниже 20 часто образуют соединения, которые не подчиняются правилу октетов. Например, согласно правилу дуэта первого основного энергетического уровня благородный газ гелий He имеет два электрона на внешнем уровне. Так как подоболочки 1p нет, за 1s сразу идут 2s, и, таким образом, на уровне 1 может быть не более , максимум двух валентных электронов. Водороду нужен только один дополнительный электрон, чтобы достичь этой стабильной конфигурации, либо за счет ковалентного обмена электронами, либо за счет превращения в ион гидрида (: H ^—), в то время как литию необходимо потерять один электрон за счет ионного соединения с другими элементами.Это приводит к тому, что водород и литий имеют по два электрона в валентной оболочке — такую ​​же электронную конфигурацию, что и гелий — когда они образуют молекулы, связываясь с другими элементами.

Бор и алюминий

Есть также множество молекул, в которых слишком мало электронов, чтобы обеспечить октет для каждого атома. Бор и алюминий из Группы III (или 13) демонстрируют свойства связывания, отличные от описанных ранее. Каждый из этих атомов имеет по три валентных электрона, поэтому мы можем предсказать, что эти атомы хотят ковалентно связываться, чтобы получить 5 электронов (за счет совместного использования), чтобы выполнить правило октетов.Однако соединения, в которых атомы бора или алюминия образуют пять связей, никогда не наблюдаются, поэтому мы должны сделать вывод, что простые предсказания, основанные на правиле октетов, ненадежны для Группы III.

Рассмотрим трифторид бора (BF ₃ ). Связь относительно просто смоделировать с помощью структуры Льюиса, если мы позволим каждому электрону валентного уровня в атоме бора быть разделенными ковалентной связью с каждым атомом фтора. В этом соединении атом бора имеет только шесть электронов валентной оболочки, но правило октета удовлетворяется атомами фтора.

Структура Льюиса трифторида бора : Каждая пара точек представляет пару электронов. При размещении между двумя атомами электроны связаны. Связь можно провести как линию между двумя атомами, которая также указывает на два электрона. Обратите внимание, что центральный атом бора имеет только 6 электронов на окончательной диаграмме / структуре Льюиса этой молекулы.

Из этого одного примера можно сделать вывод, что атомы бора подчиняются правилу секстета. Однако бор образует стабильный ион с водородом, BH ₄ ^—, в котором атом бора имеет полный октет.Кроме того, BF ₃ будет реагировать с аммиаком (NH ₃ ) с образованием стабильного соединения NH ₃ BF ₃ , для которого можно нарисовать структуру Льюиса, которая показывает бор с полным октетом.

Комплекс трифторид бора-аммиак : Это ковалентное соединение (NH ₃ BF ₃ ) показывает, что бор может иметь октет электронов на своем валентном уровне.

Соединения алюминия следуют аналогичным тенденциям. Трихлорид алюминия (AlCl ₃ ), гидрид алюминия (AlH ₃ ) и гидроксид алюминия (Al (OH) ₃ ) указывают на валентность трех для алюминия с шестью валентными электронами в связанной молекуле.Однако стабильность ионов гидрида алюминия (AlH ₄ ^—) указывает на то, что Al может также поддерживать октет электронов валентной оболочки.

Хотя правило октетов все еще может быть полезно для понимания химии бора и алюминия, соединения этих элементов труднее предсказать, чем для других элементов.

Молекулы с нечетным электроном

Молекулы с нечетным числом электронов не подчиняются правилу октетов.

Цели обучения

Опишите отклонение от правила октетов свободными радикалами

Основные выводы

Ключевые точки

• В то время как большинство соединений, образованных из атомов с атомным номером ниже 20, подчиняются правилу октетов, существует множество примеров соединений, которые этого не делают.
• Наличие нечетного числа электронов в молекуле гарантирует, что она не следует правилу октетов, потому что правило требует восемь электронов (или два для водорода) вокруг каждого атома.
• Наиболее часто встречающиеся стабильные частицы с нечетным числом электронов — это оксиды азота, такие как оксид азота (NO) и диоксид азота (NO ₂ ), оба из которых являются свободными радикалами и не подчиняются правилу октетов.

Ключевые термины

• метастабильный : относящийся к физическому или химическому состоянию или относящийся к нему, которое является относительно долгоживущим, но может распадаться до состояния с более низкой энергией при возмущении.
• свободный радикал : Любая молекула, ион или атом с одним или несколькими неспаренными электронами. Они различаются по реакционной способности и стабильности от высокореактивных, возникающих как временные (короткоживущие) частицы, до метастабильных.
• правило октета : Атомы теряют, приобретают или делятся электронами, чтобы иметь полную валентную оболочку из восьми электронов. Водород является исключением, поскольку он может удерживать максимум два электрона на своем валентном уровне.

Свободные радикалы

Некоторые элементы, в первую очередь азот, могут образовывать соединения, не подчиняющиеся правилу октетов.Один класс таких соединений — это соединения с нечетным числом электронов. Поскольку правило октетов требует восьми электронов вокруг каждого атома, молекула с нечетным числом электронов не должна подчиняться правилу октетов. Молекулы с неспаренными электронами называются «свободными радикалами». Хотя обычно они очень нестабильны и, следовательно, обладают высокой реакционной способностью, некоторые свободные радикалы демонстрируют стабильность в течение нескольких дней, месяцев или даже лет. Эти последние соединения называются «метастабильными», что означает, что они будут разлагаться или реагировать, если им дать достаточно времени, но они достаточно стабильны в течение значительного количества времени, от дней до даже лет, когда подвергаются лишь незначительным нарушениям.

Примеры молекул свободных радикалов

Напомним, что структура Льюиса молекулы должна отображать общее количество валентных электронов от всех атомов, которые связаны вместе.

Оксид азота имеет формулу NO. Общее количество валентных электронов 5 + 6 = 11. Следовательно, независимо от того, как электроны распределяются между атомами азота и кислорода, у азота нет возможности иметь октет.Он будет иметь семь электронов, если предположить, что атом кислорода удовлетворяет октету .

Оксид азота : Оксид азота (NO) является примером стабильного свободного радикала. Он не подчиняется правилу октетов для атома азота. Каждая линия вокруг атомов представляет собой пару электронов.

Оксид азота является побочным продуктом реакций сгорания, которые происходят в двигателях, таких как автомобильные двигатели и электростанции, работающие на ископаемом топливе. Он также вырабатывается естественным образом при электрическом разряде молнии во время грозы.

Диоксид азота — это химическое соединение с формулой NO ₂ . Опять же, диоксид азота не подчиняется правилу октетов для одного из своих атомов, а именно азота. Общее количество валентных электронов 5 + 2 (6) = 17. Азот носит стойкий радикальный характер, поскольку он имеет неспаренный электрон. Два атома кислорода в этой молекуле подчиняются правилу октетов.

Диоксид азота : Диоксид азота — еще одна стабильная молекула, не подчиняющаяся правилу октетов.Обратите внимание на семь электронов вокруг азота. Показаны формальные заряды и резонансные структуры молекулы.

Двуокись азота является промежуточным продуктом промышленного синтеза азотной кислоты, миллионы тонн которой производятся каждый год. Этот красновато-коричневый токсичный газ имеет характерный резкий резкий запах и является заметным загрязнителем воздуха.

Расширенный октет

Элементы основной группы в третьем периоде и ниже образуют соединения, которые отклоняются от правила октетов, имея более 8 валентных электронов.

Цели обучения

Объясните, почему некоторые элементы могут образовывать расширенный октет

Основные выводы

Ключевые точки

• Элементы основной группы, которые образуют больше связей, чем может быть предсказано правилом октетов, называются гипервалентными соединениями и имеют так называемый «расширенный октет», что означает, что вокруг одного атома находится более восьми электронов.
• Правило октетов может быть «расширено» некоторыми элементами за счет использования d-орбиталей, находящихся на третьем основном энергетическом уровне и за его пределами.Сера, фосфор, кремний и хлор являются обычными примерами элементов, образующих расширенный октет.
• Пентахлорид фосфора (PCl ₅ ) и гексафторид серы (SF ₆ ) являются примерами молекул, которые отклоняются от правила октетов, имея более 8 электронов вокруг центрального атома.

Ключевые термины

• элемент основной группы : элементы, которые не являются частью блока переходных металлов в периодической таблице.
• расширенный октет : случай, когда атом разделяет более восьми электронов со своими партнерами по связыванию.
• гипервалентная молекула : молекула, которая содержит атом из элемента основной группы, который отклоняется от правила октетов, разделяя более восьми электронов.

Отклонения от правила октетов

Гипервалентная молекула — это молекула, которая содержит один или несколько элементов основной группы, которые несут более восьми электронов на своих валентных уровнях в результате связывания. Пентахлорид фосфора (PCl ₅ ), гексафторид серы (SF ₆ ), трифторид хлора (ClF ₃ ) и трийодид-ион (I ₃ ^—) являются примерами гипервалентных молекул.

Для элементов во втором периоде периодической таблицы (главный уровень энергии n = 2) октет составляют s ² p ⁶ электронов, и d подуровня не существует. В результате элементы второго периода (точнее, неметаллы C, N, O, F) подчиняются правилу октетов без исключений .

Пентахлорид фосфора : В молекуле PCl ₅ центральный атом фосфора связан с пятью атомами Cl, таким образом имея 10 связывающих электронов и нарушая правило октетов.Изображена общая геометрия молекулы (тригонально-бипирамидальная), а валентные углы и длины выделены.

Однако некоторые из элементов третьего периода (Si, P, S и Cl), как было обнаружено, связаны с более чем четырьмя другими атомами и, следовательно, должны включать более четырех пар электронов, имеющихся в наличии. p ⁶ октет. Это возможно, потому что для n = 3 существует d-подуровень, и он имеет пять d-орбиталей. Хотя энергия пустых 3d-орбиталей обычно выше, чем энергия 4s-орбиталей, эта разница мала, и дополнительные d-орбитали могут вместить больше электронов.Следовательно, d-орбитали участвуют в связывании с другими атомами, и образуется расширенный октет. Примерами молекул, в которых центральный атом третьего периода содержит расширенный октет, являются пентагалогениды фосфора и гексафторид серы.

Гексафторид серы : В молекуле SF ₆ центральный атом серы связан с шестью атомами фтора, поэтому сера имеет вокруг себя 12 связывающих электронов. Изображена общая геометрия молекулы (тетрагонально-бипирамидальная или октаэдрическая), а валентные углы и длины выделены.

Для атомов в четвертом периоде и за его пределами могут использоваться более высокие d-орбитали для размещения дополнительных общих пар за пределами октета. Относительные энергии различных типов атомных орбиталей показывают, что энергетические щели становятся меньше по мере увеличения квантового числа главного энергетического уровня (n), и энергетические затраты на использование этих более высоких орбиталей для размещения связывающих электронов становятся меньше.

Молекула бора-фосфора с тройными связями: Is Это возможно?

III.I. Малые лиганды на замещенных RB≡PR

Небольшие группы R (= H, F, OH, SiH ₃ и CH ₃ ) используются для исследования влияния заместителей. по стабильности трехсвязных молекул RB≡PR. Три типа вычислений ДПФ (M06-2X / Def2-TZVP, B3PW91 / Def2-TZVP и B3LYP / LANL2DZ + dp) также используется для определения их надежности. Некоторые физические свойства и собраны важные геометрические параметры RB≡PR в Таблице 1.

Таблица 1

Важные геометрические параметры ^a

3 [ 905 905 1,784] –P – R (град.) 915 905,7 Q _B ^b 3 [0,2829] 90∆550 90Δ6 35,49)]]] [91] 117,4] 9150 1.871) от Таблица 1, Расчеты DFT предполагают, что длины тройных связей B≡P (Å) находятся между 1,713 и 1,777 (M06-2X / Def2-TZVP), 1,714 и 1,781 (B3PW91 / Def2-TZVP) и 1,725 ​​и 1,793 (B3LYP / LANL2DZ + dp). Согласно имеющимся экспериментальным данным, расстояния связи (Å) для одинарной связи B – P и двойной связи B = P равны 1.94–2,0 ¹⁵ и 1,786–1,859, ^42–46,78 соответственно. Длина облигаций тройных связей B≡P, полученных из расчетов методом DFT короче, чем полученные экспериментально. ^42−46,78

Дополнительно, вычисления ДПФ данные в таблице 1 указывают что продвижение энергии от синглетное основное состояние в триплетное состояние для единицы R – B рассчитывается как минимум 22 ккал / моль. С другой стороны, возбуждение энергия из основного триплетного состояния в синглетное состояние для Фрагмент R – P оценивается как минимум 15 ккал / моль.А именно, теоретические данные демонстрируют, что образование тройной связанная молекула RB≡PR с небольшими лигандами должна следовать по пути [1], как показано в. Другими словами, склеивающий характер трижды связанного RB≡PR Молекула, обладающая небольшими лигандами, может быть представлена ​​как RB PR. Потому что ковалентный радиусы B и P составляют 82 и 106 пм, ⁷⁹ соответственно, перекрывающиеся популяции между бором и фосфора должно быть мало. Действительно, как видно из таблицы 1, прогнозируется, что индекс облигаций Wiberg (WBI) ^80,81 для облигаций B≡P будет меньше 2.2. Однако WBI для связи C≡C в ацетилене составляет 2,99.

Реакции 1,2-миграции используются для определения кинетической стабильности. видов RB≡PR, замещенных небольшими лигандами на трех уровнях теории ДПФ. Перечислены результаты расчетов. в котором показывает, что реакции 1,2-сдвига имеют два пути реакции: RB≡PR → TS1 → R ₂ B = P: и RB≡PR → TS2 →: B = PR ₂ . Все три вычисления DFT демонстрируют что независимо от того, являются ли малые группы заместителей электроотрицательными или электроположительные, трехсвязанные молекулы RB≡PR не являются ни термодинамически и кинетически стабильный по потенциалу 1,2-сдвига энергетические поверхности.

Относительные поверхности свободной энергии Гиббса для RB≡PR (R = H, F, OH, SiH ₃ и CH ₃ ). Эти энергии рассчитываются в ккал / моль и рассчитываются по M06-2X / Def2-TZVP, B3PW91 / Def2-TZVP, и уровни теории B3LYP / LANL2DZ + dp. Подробности см. В тексте и в таблице 1.

Эти теоретические наблюдения убедительно доказывают, что все трехсвязных молекул RB≡PR, обладающих малыми группами должен быть нестабильным и должен самопроизвольно перестраиваться в другой, дважды связанные изомеры.

III.II. Большие лиганды на замещенных R′B≡PR ′

Поскольку эти теоретические выводы показать, что маленькие лиганды (R) не стабилизируют трехсвязные виды RB≡PR, стерически громоздки лиганды (R ‘), такие как SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ , Si i PrDis ₂ , Tbt и Ar * ⁷⁴⁻⁷⁶ (схема 1). для определения возможности образования тройной связи R′B≡PR ′ молекула. Недавно Липтрот и Пауэр продемонстрировали, что лондонская дисперсия силы, которые представляют собой невалентные взаимодействия между более объемными лигандами, существенно влияют на стабильность и структуру стерически перегруженные неорганические системы. ⁸² Следовательно, метод M06-2X / Def2-TZVP ⁸³ используется в эту работу для получения точных результатов.

Аналогично RB≡PR которые замещены небольшими лигандами, как обсуждалось ранее, реакции 1,2-миграции, R′B≡PR ′ → R ₂ ′ B = P: и R′B≡PR ′ →: B = PR ₂ ′ (Схема 2), используются для определения осуществимости получения трехсвязных соединений R’B≡PR ‘, используя метод M06-2X / Def2-TZVP. Очевидно, как видно из таблицы 2, данные M06-2X / Def2-TZVP демонстрирует, что из-за большого стерического эффекта двойные связи изомеры (: B = PR ₂ ′ и R ₂ ′ B = P 🙂 все они соответственно выше по энергии, по крайней мере, на 89 и 73 ккал / моль чем их соответствующие трехсвязные R′B≡PR ′ молекула.Существуют убедительные теоретические доказательства того, что стерически переполненные заместители защищают слабую тройную связь B≡P.

Таблица 2

Длина соединения (Å), углы соединения (градусы), синглет-триплетное расщепление энергии (Δ E _{B ′} и Δ E _{P ′} ), Плотность естественного заряда ( Q _{B ′} и Q _{P ′} ), энергии связи (BEs), индекс Wiberg Bond (WBI), HOMO – LUMO Energy Gaps, и некоторые энтальпии реакции для R′B≡PR ′ на M06-2X / Def2-TZVP Уровень теории ^a

R	F	OH	H	CH 3	905 905 905 905 905	B≡P (Å)	1.777	1,770	1,718	1,726	1,713
(1,781)	(1,775)	(1,723)	(1,728)	(1,714)	]		[1,736]	[1,743]	[1,725]
∠R – P – B (град.)	173,5	177,2	176,9	172,1 173,7	173,1)		(176.3)	(179,6)	(173,5)	(173,3)
	[174,3]	[177,5]	[178,9]	[173,7]	70 [1755,0]
	70 [1755,0]
98,82	97,56	72,53	101,9	72,21
(99,24)	(98,51)	(77,20)	(104,65)
[96,42]	[96,19]	[76.40]	[99,30]	[76,42]
∠R – P – B – R (град)	180,0	174,1	180,0	180,0	180,0
	(178,5)	(180,0)	(178,1)	(180,0)
	[180,0]	[180,0]	[180,0]	[179,6]		0.6484	0,5520	0,1535	0,4269	0,3578
(0,6101)	(0,5181)	(0,1664)	(0,4007)	0,67 0,5992]		[0,1097]	[0,4689]	[0,2387]
Q P c	0,3809	0,2947	–0507–0,0975			0,2947	0–0507–0,0975	0484
	(0,3772)	(0,2875)	(-0,0618)		(-0,0633)	(-0,0561)
	[0,3842]	70 [0,2850]	70 [0,2829]	[-0,0386]	[-0,1344]
Δ E B для R – B (ккал / моль) d	81,01	68,97	28,74		28,74
	(73,60)	(62,12)	(27.65)	(32,69)	(21,77)
	[73,97]	[64,90]	[25,39]	[36,79]	[22,28]
	для R – P (ккал / моль) e	–28,91	–17,53	–30,75	–26,47	–5,80
		(–33,35)	(–21507,29)	(-30,26)	(-8,67)
[-31.76]		[-20,24]	[-33,16]	[-29,21]	[-14,46]
HOMO – LUMO (ккал / моль)	217,2	219,8		219,8		156,2
	(210,1)	(208,8)	(128,3)	(219,0)	(144,4)
	[194,7]	[	[	[200,3] 215,1]	[144,9]
BE (ккал / моль) f	127.2	123,4	140,7	129,7	139,5
	(120,8)	(117,7)	(145,9)	(124,8)	(132,9)	[128,6]	[121,9]	[146,0]
	WBI г	1,868	1,863	2,231	2,078	2,220	2,078	2,220
(2,176)		(2,047)	(2,184)
[1,874]		[1,862]	[2,179]	[2,056]	[2,189]

90∠B 9150 – P ° 91 ′ ^b для R’– B (ккал / моль) ^d –33.103 моль 7 9005 ккал тройной

R ‘	SiMe (Si t Bu 3 ) 2	Si T PrDis 2	Ar *
B≡P (Å)	1.736	2,021	2,023	2,021
∠R’ – B – P (град.)	157,2	166,0	164,4	166,6
122,0	112,5	121,3	123,3
∠R’ – B – P – R ′ (град.)	174,7	165,5	168,9	169,5	168,9	169,5
–0.2574	–0,1395	0,2718	0,3520
Q P ′ c	–0,1824	–0,3922	0,2260 50	0,2260 50	0,2260 22	25,92	24,86	28,76	34,64
ΔE P ‘ для R’– P (ккал / моль) 9 e206360	–37.47	–29,74	–30,52
HOMO – LUMO (ккал / моль)	73,76	43,44	47,10	41,60
90,37	85,42	71,43
Δ H 1 (ккал / моль) г	73,75	86,65	87,89	86,65	87,89	8745 900 1850	87,89	8745 900 1850 (ккал / моль) г	80.53	77,67	101,7	88,01
WBI h	2,388	2,152	1,963	1,966

, длина как показано на рисунке эти трижды связанные R′B≡PR ′ молекулы находятся в диапазоне 1,74–2,02 Å, что в некоторой степени больше, чем расстояния тройной связи B≡P замещенного Соединения RB≡PR, несущие небольшие лиганды, показаны в таблице 1. Причина более длительного длины связей для разновидностей R’B≡PR ‘должны быть стерические эффекты.

Таблица 2 показывает, что синглет-триплетное энергетическое расщепление (Δ E _{B ′} ) для R′ – B единица составляет не менее 25 ккал / моль, но модуль Δ E _{P ‘} для R′ – P прогнозируется, что она составляет не менее 30 ккал / моль на основе M06-2X / Def2-TZVP метод. А именно, для R′ – B единица для перехода из синглетного основного состояния в триплетное состояние, чем для мономера R′ – P, продвигаемого из триплета основное состояние в синглетное состояние. Таким образом, два массово замененных фрагменты R′ – B и R′ – P следуют по пути [2] (), чтобы получить трехсвязная молекула R’B≡PR ‘.То есть [R′ – B] ³ + [R′ – P] ³ → [R′B≡PR ′] ¹ . Согласно валентно-орбитальным взаимодействиям, показанным на, характер связывания трехсвязного соединения R’B≡PR ‘с объемные лиганды можно рассматривать как R’B PR ‘. Другими словами, его тройная связь B≡P состоит из одной традиционной σ-связи, одна донорно-акцепторная π связь и одна традиционная π связь. Однако для случаев Ar * наши расчетные значения показали в таблице 2 указывают что Δ E _{B ‘} для фрагмента B – R’ (35 ккал / моль) больше чем Δ E _{P ‘} для P – R ′ фрагмента (не менее 31 ккал / моль).Согласно, трехсвязную молекулу (Ar *) B≡P (Ar *) можно рассматривать как быть (Ar *) BP (Ar *) (путь [1]).

От, это Примечательно, что орбиталь неподеленной пары R′ – P Фрагмент включает как s-, так и p-валентные орбитали. Это означает, что перекрывающееся взаимодействие между неподеленной парой орбиталей R′ – P а чистая p-орбиталь R′ – B слаба. Как результат, порядок связи тройной связи B≡P не должен быть большим. Действительно, результаты M06-2X / Def2-TZVP в таблице 2 демонстрируют, что значения WBI для B≡P тройная связь рассчитывается как 2.388 (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ), 2,152 (Si i PrDis ₂ ), 1,963 (Tbt) и 1,966 (Ar *) соответственно. Опять же, теоретический результаты показывают, что объемные лиганды могут эффективно защищать центральную слабая тройная связь B≡P и увеличить порядок ее связи.

анализ разложения заряда (CDA), который был опубликован Дапприх и Френкинг, ⁸⁴ использовался в этой работе, чтобы объяснить взаимодействия между двумя компонентами (т.е., (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –B и (SiMe (Si т Bu ₃ ) ₂ ) –P) из a (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) молекула B≡P (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ). На основе метод M06-2X / Def2-TZVP, расчетные данные приведены в таблице 3. Из таблицы 3 наибольший вклад от a (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –P фрагмент к фрагменту (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –B фрагмент №224 (HOMO) на орбите, демонстрируя, что первый отдает электроны (0,216e) второму в основном через орбитали HOMO. Кроме того, наибольший вклад компонента (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –B в компонент (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –P составляет . 223 (HOMO-1) орбитали, что указывает на то, что последний отдает электроны (0,0682e) к первому в основном через орбиталь HOMO-1. После учитывая пожертвования электронов с разных орбиталей обоих (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –P и (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –B, можно получить в чистая сумма переноса электронов, которая рассчитывается как отрицательная (-0.226), предполагая, что блок (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –P отдает больше электронов блоку (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) –B. Этот вывод на основе метода CDA хорошо согласуется с валентно-электронной связью модель (). Опять таки, теоретическая информация указывает на то, что связывающая природа R′B≡PR ′ можно представить как R′B PR ′.

Натуральный B≡P π связывающие орбитали (π _⊥ и π _∥ для (i) и (ii), соответственно) для (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) B≡P (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) по сравнению с путем [2] дюйм.

Таблица 3

Анализ разложения заряда (CDA) Результаты ^b для R′B≡PR ′ (R ′ = SiMe (Si т Bu ₃ ) ₂ ) Система на основе M06-2X Orbitals ^a

	орбитальная	занятость	A	B	A — B	905 905 9005
	214	2.000000	0,001584	0,051729	–0,050145	–0,047241
	215	2.000000	0,008839	2.000000	0,008839	0,005614	0,008839	0,005614 70		0,005614 0		0,005614		0,005614			0,005614			0,005614		0,005614 70		0,005614 0,002683	0,004550	–0,001867	–0,017145
	217	2.000000	0,000235	0.004887	–0.004653	–0.009183
	218	2.000000	–0.000147	0.000075	–0.000147	0.000075	–0.93222	–05200	–0.000222	–050.00	–0.000222	–050.00	0,002430	–0,021957
	220	2,000000	0,004845	0,002735	0,002110	–0.003281
	221	2.000000	–0,000176	0,004588	–0,004764	–0,012462
	222
	222 3	222		222
	223	2.000000	0,006280	0,068203	–0,061923	–0,111756
HOMO	224 2000000	–0,021614	–0,039334	0,017720	–0,026170
LUMO	225	0,000000	0,000000	0,002050000	0,000000	0,002050000	0,000000	0,002050000	0,000000	0,002050000	0,000000	0,000000	0,000000	0,000000	0,000000
сумма c		448,000000	0.063156	0,289323	–0,226167	–0,189901

Орбиталь естественной связи (NBO) ^80,81 и естественная Теория резонанса (NRT) ⁸⁵⁻⁸⁷ используются для анализа электронной плотности (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) B≡P (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ), (Tbt) B≡P (Tbt), (Si i PrDis ₂ ) B≡P (Si i PrDis ₂ ) и (Ar *) B≡P (Ar *) , теоретические результаты которых собраны в таблице 4.На На основе значений WBI в Таблице 4 заказы на облигации B≡P равны 2,39, 1.96, 2.15 и 1.97 для SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ , Tbt, Si i PrDis ₂ и Ar * соответственно. Эти данные аналогичны значениям, рассчитанным с помощью NRT, 2,55, 2,47 и 2,27 соответственно. Это теоретически вычисленное данные убедительно свидетельствуют о том, что стерические препятствия укрывают внутримолекулярные перегруппировок и дает центральной связи B≡P большую связь порядок.Анализ NBO / NRT в таблице 4 показывает, что объемно замещенный R’B≡PR ‘ соединения, которые изучаются в этой работе, имеют аналогичные электронные состав. Например, тройная связь в (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) B≡P (SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ ) состоит из σ-компоненты, которая является слабо поляризованы в сторону P-элемента (57%) и два невырожденных π-компоненты, которые сильно поляризованы к P-центру (π _⊥ , 76% и π _∥ , 63%). ⁸⁸ Как σ-, так и π-орбитали NBO одинаково заполнены примерно 1,98 (σ), 1,92 (π _⊥ ) и 1,93 (π _∥ ) электронами, что является особенностью локализованных облигаций. схематично показаны два невырожденных π связывающие орбитали (π _⊥ и π _∥ ). Они похожи на пути [2], показанные на.

Таблица 4

Natural Bond Orbital (NBO) и Natural Анализ резонансной теории (NRT) для молекул R’B≡PR ‘ Обладающие объемными лигандами (R ‘= SiMe (Si t Bu ₃ ) ₂ , Tbt, Si i PrDis ₂ , и Ar *) на уровне теории M06-2X / Def2-TZVP ^{a , b}

905 t64 R’

			NBO анализ			NRT анализ
R’B≡PR ‘		WBI	занятость	гибридизация	поляризация	общая / ковалентная / ионная	резонансная масса
SiMe ( Бу 3 ) 2		2.39	σ: 1,98	σ: 0,6538 B (sp 1,20 ) + 0,7567 P (sp 0,80 )	42,74% (B)	2,19 / 1,52 / 0,67	B – P: 6,07%
					57,26% (P)		B = P: 68,87%
			π ⊥ : 1,92	π : 0,4861 B (sp 17.12 ) + 0,8739 P (sp ) P (sp	)		23,63% (B)	B≡P: 25,06%
							76,37% (P)
			π ∥ : 1.93	π ∥ : 0,6062 B (sp 99,99 ) + 0,7953 P (sp 1,00 )	36,74% (B)
					63,26% (P)
R ′ = Si i PrDis 2		2,15	σ: 1,93	σ: 0,6141 B (sp 2,20 ) + 0,7892 P (sp 1,20 )	37,71% (B)	2,52 / 1,23 / 1,29	B – P: 10,18%
					62,29% (P)		B = P: 73,31%
			π ⊥ : 1.86	π ⊥ : 0,5402 B (sp 2,52 ) + 0,8415 P (sp 4,70 )	29,19% (B)		B≡P: 16,51%
					70,81% (P)
			π ∥ : 1,94	π ∥ : 0,5208 B (sp 99,99 ) + 0,8537 P (sp 1,00 )	27,13% (B)
					72,8770% (P)
R ‘= Tbt		1,96	σ: 1,92	σ: 0,7076 B (sp 0.94 ) + 0,7066 P (sp 11,73 )	50,07% (B)	2,12 / 1,52 / 0,60	B – P: 7,29%
					49,93% (P)		B = P: 73,23 %
			π ⊥ : 1,86	π ⊥ : 0,5382 B (sp 63,76 ) + 0,8428 P (sp 68,98 )	28,97% (B)		B≡P: 19,46%
					71,03% (P)
			π ∥ : 1,77	π ∥ : 0.5317 B (sp 99,99 ) + 0,7737 P (sp 1,00 )	26,44% (B)
					73,56% (P)
R ‘= Ar *		1,97	σ: 1,93	σ: 0,7171 B (sp 0,74 ) + 0,6969 P (sp 12,85 )	51,43% (B)	2,11 / 1,57 / 0,54	B – P: 2,63%
					48,57% ( P)		B = P: 83,80%
			π ⊥ : 1,84	π ⊥ : 0.5842 B (sp 99,99 ) + 0,8516 P (sp 99,99 )	27,48% (B)		B≡P: 13,57%
					72,52% (P)
			π ∥ : 1,76	π ∥ : 0,5402 B (sp 99,99 ) + 0,8426 P (sp 1,00 )	25,74% (B)
					74,26% (P)

Борон Фосфор и другие полупроводниковые материалы

Введение в фосфор

Процесс «легирования» вводит атом другого элемента в кристалл кремния, чтобы изменить его электрические свойства.Легирующая добавка имеет три или пять валентных электронов, в отличие от четырех электронов кремния. Атомы фосфора, которые имеют пять валентных электронов, используются для легирования кремния n-типа (фосфор обеспечивает его пятый, свободный электрон).

Атом фосфора занимает то же место в кристаллической решетке, которое раньше занимал атом кремния, который он заменил. Четыре из его валентных электронов берут на себя обязанности по связыванию четырех валентных электронов кремния, которые они заменили. Но пятый валентный электрон остается свободным, без связывающих обязанностей.Когда в кристалле кремний заменяется многочисленными атомами фосфора, становится доступно много свободных электронов. Замена атома фосфора (с пятью валентными электронами) на атом кремния в кристалле кремния оставляет дополнительный несвязанный электрон, который относительно свободно перемещается по кристаллу.

Самый распространенный метод легирования — это покрытие верхнего слоя кремния фосфором и последующий нагрев поверхности. Это позволяет атомам фосфора диффундировать в кремний. Затем температуру понижают так, чтобы скорость диффузии упала до нуля.Другие методы введения фосфора в кремний включают газовую диффузию, процесс распыления жидкой примеси и метод, при котором ионы фосфора проникают точно на поверхность кремния.

Знакомство с бором

Конечно, кремний n-типа не может сам по себе образовывать электрическое поле; Также необходимо изменить некоторое количество кремния, чтобы получить противоположные электрические свойства. Итак, бор, который имеет три валентных электрона, используется для легирования кремния p-типа.Бор вводится во время обработки кремния, когда кремний очищается для использования в фотоэлектрических устройствах. Когда атом бора занимает положение в кристаллической решетке, ранее занимаемое атомом кремния, возникает связь, в которой отсутствует электрон (другими словами, дополнительная дырка). Замена атома бора (с тремя валентными электронами) на атом кремния в кристалле кремния оставляет дыру (связь, в которой отсутствует электрон), которая относительно свободно перемещается по кристаллу.

Другие полупроводниковые материалы .

Как и кремний, все фотоэлектрические материалы должны иметь конфигурации p-типа и n-типа, чтобы создать необходимое электрическое поле, которое характеризует фотоэлемент. Но делается это разными способами в зависимости от характеристик материала. Например, уникальная структура аморфного кремния делает необходимым внутренний слой или «i-слой». Этот нелегированный слой аморфного кремния помещается между слоями n-типа и p-типа, образуя так называемую конструкцию «p-i-n».

Поликристаллические тонкие пленки, такие как диселенид меди, индия (CuInSe2) и теллурид кадмия (CdTe), очень перспективны для фотоэлементов.Но эти материалы нельзя просто легировать для образования n- и p-слоев. Вместо этого для формирования этих слоев используются слои из разных материалов. Например, «оконный» слой из сульфида кадмия или другого подобного материала используется для обеспечения дополнительных электронов, необходимых для придания ему n-типа. CuInSe2 сам по себе может быть сделан из p-типа, тогда как CdTe извлекает выгоду из слоя p-типа, сделанного из такого материала, как теллурид цинка (ZnTe).

Арсенид галлия (GaAs) модифицируется аналогичным образом, обычно индием, фосфором или алюминием, для производства широкого спектра материалов n- и p-типа.