Khimia_3 — Стр 2
11
Р*… 3s2 3p3 3d1
Рисунок 5 – Электронная конфигурация атома фосфора в возбужденном состоянии
При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl3) – в основном состоянии до пяти (РCl5) – в возбужденном.
На рисунке 6 показано расширение атомной валентной зоны атома никеля (28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2).
Рисунок 6 – Расширение атомной валентной зоны атома никеля
Валентность никеля в основном состоянии равна нулю, т. к. неспаренные электроны на d-подуровнеэкранированы электронной парой наs-подуровне.При определении валентности атома никеля в возбужденном состоянии следует учитывать, что хотя у никеля присутствуют и спаренные электроны на3d-подуровне,и вакантные места на4р-подуровне,мы не можем переместить эти электроны с3d-подуровняна4р-подуровень,поскольку это различные энергетические уровни. В возбуждённом состоянии валентность никеля составляет значение от 2 до 5.
1.5 Проскок (провал) электронов
Проскок электрона – отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанные с тем, что эти «нарушения правил» обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек «по правилам».
Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р3; р6; d5; d10; f7; f14). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнениеd-подуровняза счёт проскока (или провала) электрона с внешнегоs-подуровняна нижележащий (предвнешний)d-подуровень.
Для ряда элементов закономерные проскоки приведены в таблице 1.
12
Таблица 1 – Проскоки электронов
Элемент | Атомная валентная зона | |
|
| |
| теоретическая | практическая |
|
|
|
Cu | 3d9 4s2 | 3d10 4s1 |
Ag | 4d9 5s2 | 4d10 5s1 |
Au | 5d9 6s2 | 5d10 6s1 |
Cr | 3d4 4s2 | 3d5 4s1 |
Mo | 4d45s2 | 4d5 5s1 |
Согласно приведенным электронным конфигурациям медь одновалентна, так как в атоме только один неспаренный электрон.
На практике оказывается, что Cu проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможен, вопреки правилу, переход одного проскочившего электрона с предпоследнего 3d-подуровняна внешний4р-подуро-вень. На рисунке 7 показано расширение атомной валентной зоны атома меди.
| 3d |
| 4s |
|
| 4p |
|
| 3d |
| 4s |
| 4p | |||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Рисунок 7 – Расширение атомной валентной зоны атома меди
В этом случае максимальная валентность меди будет равна трем. На практике медь проявляет валетность (В), равную единице и двум.
Для золота характерна валентность В = 1; 2; 3. Расширение валентной зоны происходит таким же образом, как у меди. На практике золото чаще имеет валентность, равную трем, поскольку оно стоит в шестом периоде и электроны ядром удерживаются слабее.
Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, чаще проявляет валентность, равную единице.
Хром и молибдена имеют одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность от двух до шести.
13
2 Периодическая система элментов
Всовременной формулировке периодический закон звучит так:
свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.
Периодическая система состоит из периодов и групп.
Периодом называется последовательный ряд элементов, располо-
женных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода).
Все периоды начинаются с s-элементаи заканчиваютсяp-элементом(у первого периодаs-элементом).Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.
По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства.Атомы эле-
ментов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.
Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент.
Группы делятся на подгруппы – главные ипобочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами(элементы-аналоги).
Вглавных подгруппах расположены s-элементы(I, II групп) иp-элементы(III–VIIIгрупп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- ир-подуровняхвнешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы.
Впобочных подгруппах располагаются d- иf-элементы.Валентные электроны в атомахd-элементовнаходятся наs-подуровневнешнего иd-подуровнепредпоследнего энергетических уровней.
Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).
2.1 Периодичность атомных характеристик
От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность.
2.1.1 Атомный радиус. Атомы не имеют строго определенных границиз-закорпускулярно-волновогохарактера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния
14
от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах.
Атомные радиусы в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, т. к. при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, которыйсжимает электронные оболочки.
В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастаетчислоэнергетическихуровней.
2.1.2 Энергия ионизации. Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом ЕИ называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отде-
лить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние:
Э – e →Э+ −Еи .
Величину ионизационного потенциала принято выражать в элек- трон-вольтахна атом (эВ/атом) или килоджоулях (кДж/моль) на моль. Атомы элементов – восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E1, второго – вторым ионизационнымпотенциаломЕ2 и такдалее.
Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстояниемвнешних электронов отядра.
2.1.3Энергия сродства к электрону. Сродством к электрону называет-
ся энергия Еср , которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу:Э + e →Э− + Еср.
Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационныйпотенциал.
Атомы элементов-окислителей,принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется
всоответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства
элементов возрастают. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие – элементы с электронной конфигурацией s2 (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненнымир-подоболочками(Ne,Аг, Кг, N, Р, Аs).
2.1.4Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, данная характеристика имеетусловныйхарактер.
15
Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, она равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону:
ЭО = (Еи + Еср) / 2.
Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получиласьравной1.
Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и тойжегруппыпериодическойсистемыД.И. Менделеева.
2.1.5 Металлические свойства рассматриваются как способность атомов элементов легко отдавать электроны, анеметаллические – присоединять электроныиз-застремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнегоs-подуровняуказывает на металлические свойства атома, а формирование внешнегоp-подуровня– на неметаллические. Увеличение числа электронов наp-подуровне(от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны.
Вбольших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т. к. происхо-
дит формирование внутреннего (n – 1) d-подуровняпри сохранении внешнегоns2-слоя.Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.
У элементов четных рядов на внешнем слое ns2-электроны,поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируетсяnp-подуровень,что объясняет значительное ослабление металлических свойств.
Вглавных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.
2.1.6 Окислительно-восстановительныесвойства нейтральных ато-
мов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, его принимающий.
Впериоде слева направо восстановительные свойстваослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает.
Вподгруппах сверху вниз восстановительные свойстванейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается.
Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями
визменении сродства к электрону.
16
2.1.7 Кислотно-основныесвойства соединений.Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным (таблица 2).
Таблица 2 – Изменение окислительно-восстановительныхсвойств соединений элементов третьего периода
Катион | Na+ | Mg2+ | Al3+ | Si4+ | P5+ | S6+ | Cl7+ |
элемента |
|
|
|
|
|
|
|
Высший | Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 |
оксид |
|
|
|
|
|
|
|
Гидроксид | NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | h3SiO3 | h4PO4 | h3SO4 | HClO7 |
высшего |
|
|
|
|
|
|
|
оксида |
|
|
|
|
|
|
|
Кислотно- | Основные | Амфо- | Слабо- | Средне- | Сильно- | ||
основные |
|
| терный | кислот- | кислот- | кислотные | |
свойства |
|
|
| ный | ный |
|
|
Сверху вниз в подгруппе при равенстве заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются: h4BO3 – слабая кислота, Al(OH)3, Ga(OH)3, In(OH)3 – амфотерные гидроксиды, Tl(OH)3
проявляет более выраженные основные свойства.
Аналогичная зависимость характерна для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду h3SO4, h3SeO4,
h3TeO4.
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I–IIIгрупп образуют твердые вещества – гидриды (водород в степени окисления – 1), аIV–VIIгрупп – газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) – нейтральны, V группы (ЭН3) – основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) – кислоты.
d-элементыпобочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени
окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий: Cr+2O – основной, Cr+32O3 – амфотерный, Cr+6O3 – кислотный.
17
3 Химическая связь
Химической связью называют различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллов и других веществ. При образовании химической связи происходит: снижение общей энергии двух- и многоатомной системы по сравнению с суммой энергий изолированных частиц, из которых эта система состоит; перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние длины связи.
Энергией химической связи Есв называют количество энергии, выделяющееся при образовании связи.
Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула, тем прочнее
связь.
Важной характеристикой связи является длина связи 1св, равная расстоянию между ядрами атомов в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Связь обозначается черточкой, например: Н – J, О = О, Н – С = С – Н.
Правило октета. В результате образования химической связи атомы стремятся приобрести такую же электронную конфигурацию, как у благо-
родных газов ns2nр6, то есть восемь электронов на внешней оболочке. На-
пример, N 1s22р3 + 3 Н1s1 = Nh4.
3.1 Основныевидыхимическойсвязи
3.1.1 Ковалентной связью называется химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами. При этом снижается энергия системы.
Особенностями ковалентной химической связи являются ее направ-
ленность и насыщенность.
Направленность ковалентной связи объясняется тем, что атомные орбитали пространственно ориентированы и перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям. Количественно она выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекуле.
Насыщаемость связана с ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, и определяет стехиометрию молекулярных химических соединений, от которой зависят формульный состав, массовые соотношенияэлементов, расчетыпоформуламиуравнениямит. д.
Полярность ковалентной связи. Связь, образованная одинаковыми атомами, называется гомеополярной, или неполярной, так как обобществленные электроны равномерно распределены междуатомами, например, вмолеку-
лахН2, О2, N2, S8.
18
Еслижеодиниз атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему и возникающая связь называется ковалентной
полярной.
Чем выше электроотрицательность (ЭО) атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома, поэтому разность ЭО ( ЭО) атомов характеризует полярность связи. Атом, к которому смещается электронная плотность, приобретает эффективный заряд δ–,второй атом имеет эффективный заряд δ+. Вследствие этого возникает диполь, имеющий два одинаковых по величине заряда δ+ и δ- и длину 1Д. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв = δ·1Д, Кл·м, где δ – эффективный заряд, 1Д – длина диполя. В качестве внесистемной единицы для измеренияμиспользуют Дебай D, 1 D =3,3·10-30 Кл·м.
Порядок связи (кратность связи) – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.
Например, порядок связи в молекулах h3, O2 и N2 равен 1, 2 и 3 соответственно, поскольку связь в этих случаях образуется за счёт перекрывания одной, двух и трех пар электронных облаков.
В образовании ковалентной связи могут принимать участие АО как одинаковой, так и различной симметрии. При перекрывании АО вдоль линии соединения атомов образуется σ-связь.Схема образованияσ-связиприведена на рисунке 8.
Рисунок 8 – Схема образования σ-связи
При перекрывании АО по обе стороны от линии соединения атомов образуется π-связь.Схема образованияπ-связиприведена на рисунке 9.
Рисунок 9 – Схема образования π-связи
19
3.1.2 Донорно-акцепторнаясвязь.Донорно-акцепторная связь, а точнее, донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, реализуется за счет обобществления пары электронов, принадлежащих одному атому (донору) и вакантной орбитали другого атома (акцептору).
Например, у атома азота имеется три неспаренных электрона, которые образуют три ковалентные связи с тремя атомами водорода, по обменному механизму; но он может образовать еще одну связь за счет неподеленной пары электронов по донорно-акцепторномумеханизму с образованием иона аммония:
.
3.1.3 Ионная связь. Ионная связь – крайний случай ковалентной связи. Такая связь возникает между атомами, ЭО которых больше 2, например, междуs-элементамиI группы ир-элементамиVI и VII групп (LiF, К2О, СsС1). Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов. Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость. Ионная химическая связь проявляется в твердых веществах с ионной кристаллической решеткой. Так как энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, то полного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой ЭО. Поэтому и чисто ионные связи не существуют. Можно лишь говорить о той или инойдолиионностисвязи.
Таким образом, при образовании полярных ковалентных и ионных связей на атомах возникают электрические заряды. Величины зарядов не имеют целочисленных значений. В практических целях их удобно представлять в виде целых чисел, равных таким зарядам, которые возникли бы на атомах, если бы валентные электроны полностью переходили к более электроотрицательным атомам, т. е. если бы связи были полностью ионными.
Такие величины зарядов получили название степеней окисления. Степень окисления любого элемента в простом веществе всегда равна 0. В молекулах сложных веществ некоторые элементы всегда имеют постоянную степень окисления. Для большинства элементов характерны переменные степени окисления, различающиеся как знаком, так и величиной, в зависимости от состава молекулы.
Определение степени окисления элемента в какой-либомолекуле сводится к простой арифметической операции, так как сумма степеней окисле-
20
ния атомов всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить степень окисления фосфора в
фосфорной кислоте Н3РО4. Поскольку у кислорода СО ––2,а у водорода – +1, то для нулевой суммы у фосфора степень окисления должна быть равна 5:
[3· (+ 1) + 1· (+ 5) + 4· (–2)= 0].
3.1.4 Металлическая связь. Металлическая связь – связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.
3.1.5 Метод валентных связей (ВС). Структура и свойства молекул с ковалентной связью могут быть объяснены с позиций метода валентных связей (ВС)
Основные положения метода ВС:
–по методу ВС химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания атомных орбиталей (АО) с образованием электронных пар;
–образованная электронная пара локализована между двумя атомами. Такая связь является двухцентровой и двухэлектронной;
–химическая связь образуется только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами;
–характеристики химической связи (энергия, длина, полярность, валентные углы) определяются типом перекрывания АО;
–ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.
На рисунке 10 приведена схема образования связи в молекуле фтора F2 по методу ВС.
studfiles.net
Валентность никеля (Ni), формулы и примеры
Общие сведения о валентности никеля
В виде простого вещества никель – блестящий белый метал с серебристым оттенком. Плотность 8,91г/см3. Температура плавления 1455oС, кипения 2900oС.
Никель имеет две аллотропные модификации. Ниже 250oС устойчив α-никель с гексагональной решеткой, выше 2500oС — β-никель с гранецентрированной кубической решеткой.
Валентность никеля в соединениях
Никель – двадцать восьмой по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в четвертом периоде в VIIIВ группе. В ядре атома никеля содержится 28 протонов и 31 нейтрон (массовое число равно 59). В атоме никеля есть четыре энергетических уровня, на которых находятся 28 электронов (рис. 1).
Рис. 1. Строение атома никеля.
Электронная формула атома никеля в основном состоянии имеет следующий вид:
1s22s22p63s23p63d84s2.
А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):
Наличие двух неспаренных электронов свидетельствует о том, что никель проявляет в своих соединениях валентность II (NiO, Ni(OH)2, NiCl2, NiBr2). Известно, что для никеля также характерна валентность III (Ni2O3, NiOOH).
Примеры решения задач
| Понравился сайт? Расскажи друзьям! | |||
ru.solverbook.com
| ПОЛЕЗНЫЕ ССЫЛКИ: БОНУСЫ ИНЖЕНЕРАМ!: МЫ В СОЦ.СЕТЯХ: | Навигация по справочнику TehTab.ru: главная страница / / Техническая информация / / Химический справочник / / Таблица валентностей химических элементов.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
tehtab.ru
Атомная валентная зона. Возможные валентные состояния
Атомная валентная зона (АВЗ) – это часть электронной оболочки, которая может перестраиваться по ходу образования химической связи. АВЗ включает, как правило, внешний s– подуровень (ns) и тот подуровень, который заполняется у данного элемента (таблица 3).
Таблица 3 — АВЗ
| Семейство | АВЗ | Максимально возможная валентность |
| s | ns | 1-2 |
| p | ns np | 1-8 |
| d | (n-1)d ns | 1-8 |
| f | (n-2)f ns | 1-8 |
Оставшаяся часть электронной оболочки в совокупности с ядром называется атомным остовом или химическим ядром.
Пример.
Определите возможные валентные состояния и укажите семейство для элементов с порядковыми номерами 11, 20, 8, 34, 22, 43, 28.
Запишем электронные формулы этих элементов, подчеркнём их АВЗ и для неё построим энергетическую диаграмму:
11Na 1s22s22p63s1 На внешнем энергетическом уровне у натрия находится только один электрон, поэтому он может проявлять только одну валентность, равную единице (В=1).
20Ca 1s22s22p63s23p64s2 На внешнем энергетическом уровне у кальция находится два спаренных электрона. А поскольку с точки зрения спин–валентной теории участвовать в образовании связи могут только свободные электроны, то в стационарном состоянии валентность кальция будет равна нулю (В=0).
При получении незначительного количества энергии электроны могут переходить с одного энергетического подуровня на другой, но только в пределах своего уровня. Энергия, затрачиваемая на распаривание электронов, незначительна и окупается энергией, выделяющейся при образовании связи.
В таком состоянии валентность кальция равна двум (В*=2).
8O 1s22s22p4 Поскольку здесь нет свободного d– подуровня на втором энергетическом уровне, то электроны распаривать некуда и кислород может быть только двухвалентен.
34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 В=2. Но, не смотря на то, что и селен, и кислород стоят в одной группе, имеют сходное строение электронной оболочки и должны проявлять одинаковую валентность, оказывается, что у селена имеется свободный d– подуровень на четвёртом уровне, куда могут распариваться валентные электроны.
В этом случае В*=4; 6.
22Ti1s22s22p63s23p63d24s2. На первый взгляд, в атоме титана имеется два неспаренных электрона на предвнешнем d– подуровне, которые могли бы вступить в образование связи. Но, на самом деле, они экранируются внешними спаренными s– электронами, поэтому в стационарном состоянии валентность титана равна нулю. В возбуждённом состоянии внешние s– электроны четвертого уровня распариваются (один из них переходит на р– подуровень того же уровня). Поскольку сразу два электрона получили некоторый избыток энергии, то они оба вступают в химическое взаимодействие, то есть В*=2.
Что касается d– электронов на третьем энергетическом уровне, то они расположены ближе к ядру и поэтому обладают меньшим запасом энергии. Вследствие этого они менее активны и в образование связи могут вступать по одному. То есть В*=3; 4. Но, поскольку не все теоретически определённые валентности для элементов d– семейства обнаруживаются экспериментально, для них целесообразно указывать интервал валентностей. Например, В*=2-4.
43Tc 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2
В стационарном (невозбуждённом) состояние В = 0.
В возбуждённом состоянии В* = 2-7.
28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 В=0.
Следует учитывать, что хотя у никеля присутствуют и спаренные электроны на 3d– подуровне, и вакантные места на 4р– подуровне, мы не можем переместить эти электроны с 3d– подуровня на 4р– подуровень, поскольку это различные энергетические уровни.
В возбуждённом состоянии В*=2-5.
Первые два элемента (Na и Са) относятся к s– семейству, поскольку у них последним застраивается s- подуровень, вторые два элемента (O и Se) относятся к p– семейству, поскольку у них последним застраивается p– подуровень, последние три элемента (Ti, Tc и Ni) относятся к d– семейству, поскольку у них последним застраивается d– подуровень.
Проскок (провал) электронов
Проскок электрона — отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и так далее), связанные с тем, что эти «нарушения правил» обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек «по правилам».
Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р3; р6; d5; d10; f7; f14). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d- подуровня за счёт проскока (или провала) электрона с внешнего s- подуровня на нижележащий (предвнешний) d- подуровень (закономерные проскоки).
Таблица 4 – АВЗ элементов, характеризующихся провалом электрона
| Элемент | Атомная валентная зона | |
| теоретическая | практическая | |
| Cu | 3d9 4s2 | 3d10 4s1 |
| Ag | 4d9 5s2 | 4d10 5s1 |
| Au | 5d9 6s2 | 5d10 6s1 |
| Cr | 3d4 4s2 | 3d5 4s1 |
| Mo | 4d45s2 | 4d5 5s1 |
Теперь для этих элементов определим возможные валентные состояния.
Построим энергетическую диаграмму АВЗ для меди.
На этой диаграмме изображение s– электронов имеет чуть больший размер, чем d– электронов.
В таком состоянии медь одновалентна, так как присутствует только один неспаренный электрон. А на практике оказывается, что медь проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможно, вопреки правилу, перевести один проскочивший электрон с предвнешнего 3d– подуровня на внешний 4р– подуровень. В этом случае В*=2.
Поскольку остаётся ещё один неспаренный электрон на предвнешнем d– подуровне, то медь может быть, хотя и реже (так как этот электрон менее активен), трехвалентна.
Остальные 3d– электроны перевести на р– подуровень нельзя, поскольку это другой энергетический уровень.
Для золота характерна та же картина: В = 1; 2*; 3*. Отличие заключается в том, что этот элемент стоит в шестом периоде и, следовательно, имеет больший радиус. Поскольку электроны ядром удерживаются слабее, то их оторвать проще. Поэтому золото чаще всего трёхвалентно, так как отдаёт сразу все электроны.
Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, проявляет единственную валентность, равную единице. Объясняется это строением электронной оболочки палладия- элемента, который стоит перед серебром. Дело в том, что палладий — единственный элемент в таблице, у которого происходит провал не одного электрона, а сразу двух. То есть, электронная формула имеет вид 4d10 5s0, вместо 4d8 5s2. Поэтому номер периода не соответствует количеству уровней, так как нет электронов – нет уровня. Серебро идёт сразу за палладием и у него происходит стабилизация 4d– подуровня (электрон оттуда вернуться уже не может), а следующий электрон попадает уже на 5s– подуровень.
Что касается хрома и молибдена, то они имеют абсолютно одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность. Энергетическая диаграмма:
В данном случае s– электроны выделены более чётко, так как являются более активными. Поэтому при вступлении в связь хром и молибден отдают, как правило, не один, а сразу два электрона. Значит В*=2-6.
Можно привести достаточно большое количество незакономерных проскоков. Например, Ru : 4d75s1 (вместо 4d65s2), Pt: 5d96s1 (вместо 5d86s2) и так далее. Валентность рутения определяется по такому же принципу как и у хрома, а валентность платины – по такому же принципу как и у меди.
2 z:\A327-325-sUsersPTmtKtmbefатом1designimagesFwd_h.gifz:\A327-325-sUsersPTmtKtmbefатом1designimagesBwd_h.gifПериодическая система элементов
Периодический закон
Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, то периодическая система Менделеева – это классификация элементов по электронным структурам их атомов. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным. Поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов, а так же свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости (правильно повторяются) от зарядов ядер их атомов».
infopedia.su
Валентность кобальта (Co), формулы и примеры
Общие сведения о валентности кобальта
В виде простого вещества кобальт – блестящий белый металл с желтоватым оттенком. По сравнению с железом кобальт более тверд и хрупок. Плотность 8,90г/см3. Температура плавления 1492oС, кипения 2960oС.
Кобальт имеет две модификации. До 430oС устойчив α-кобальт с гексагональной плотноупакованной решеткой, выше 430oС — β-кобальт с гранецентрированной кубической решеткой.
Валентность кобальта в соединениях
Кобальт – двадцать седьмой по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в четвертом периоде в VIIIВ группе. В ядре атома кобальта содержится 27 протонов и 32 нейтрон f (массовое число равно 59). В атоме кобальта есть четыре энергетических уровня, на которых находятся 27 электронов (рис. 1).
Рис. 1. Строение атома кобальта.
Электронная формула атома кобальта в основном состоянии имеет следующий вид:
1s22s22p63s23p63d74s2.
А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):
Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что кобальт проявляет в своих соединениях валентность III (Co2O3, Co(OH)3, CoCl3, Co2S3). Известно, что для кобальта также характерна валентность II (CoO, Co(OH)2, CoCl2, CoBr2).
Примеры решения задач
| Понравился сайт? Расскажи друзьям! | |||
ru.solverbook.com
Определите положение никеля в Периодической системе. Составьте его электронную формулу
Решение:
Никель находится в Периодической системе в 4-ом периоде, 8-й группе, побочной подгруппе, 3-й элемент триады.
Электронная формула определяется положением в Периодической системе:
1s22s22p63s23p64s23d8
12. Обоснуйте положение в периодической системе элемента, имеющего валентные электроны в состоянии 7s26d3.
Решение:
Главное квантовое число внешнего электронного слоя указанного элемента равно 7. Следовательно, это элемент 7-го периода.
Валентные электроны его располагаются на внешнем s- и предвнешнем d- подуровнях. Следовательно, это элемент побочной подгруппы.
Общее число валентных электронов данного элемента равно 5 (2 на s- и 3 на d-подуровнях). Следовательно, это элемент 5-й группы.
Какой из элементов: кислород, сера или бром является наиболее типичным неметаллом и почему?
Решение:
Неметаллические свойства тем ярче проявляются, чем выше и правее в Периодической системе находится элемент.
Кислород находится во 2-ом периоде, 6-й группе Периодической системы, что характеризует его как наиболее ярко выраженный неметалл из перечисленных.
Сера находится в 3 периоде, 6 группе, а бром в 4 периоде 7 группе.
14.Составьте формулы водородных соединений кремния, фосфора и теллура.
Решение:
Все перечисленные элементы имеют электроотрицательность больше, чем у водорода. При образовании гидридов связывающие электронные пары будут смещаться к более электроотрицательному элементу. Степень окисления элементов будет определяться числом электронов, присоединяющихся к атому.
Si – элемент 4-го периода. Он присоединяет при образовании гидрида четыре электрона.
Гидрид кремния SiH4.
Р – элемент 5-го периода. Он присоединяет при образовании гидрида три электрона.
Гидрид фосфора РH3.
Те – элемент 6-го периода. Он присоединяет при образовании гидрида два электрона.
Гидрид теллура ТеH2.
Приведите распределение электронов по орбиталям в основном и возбужденном состояниях атома углерода. Определите состояние гибридизации атома углерода в молекуле тетрахлорметана и ее геометрическое строение.
Решение:
Углерод находится во 2-м периоде, 4-й группе Периодической системы. В основном состоянии он имеет следующую электронную формулу: 1s22s22p2.
В возбужденном состоянии один электрон с 2s-подуровня переходит на свободную орбиталь 2p-подуровня: 1s22s12p3.
Валентные орбитали атома углерода в молекуле тетрахлорметана (СН4 — валентность углерода равна 4) находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Геометрическое строение тетрахлорметана определяется типом гибридизации атома углерода. sp3-гибридизации центрального атома соответствует тетраэдрическое строение молекул.
16.Дипольный момент молекулы сероводорода равен 1,1 Д. Определите геометрическую конфигурацию. Объясните полярность молекулы.
Решение:
Валентные электроны серы находятся на 3p-орбиталях:
1s22s22p63s23p4. р-орбитали в пространстве взаимно перпендикулярны. Они образуют две взаимно перпендикулярные s-связи с s-орбиталями двух атомов водорода. Поэтому молекула сероводорода имеет угол Н-S-Н близкий 90°.
Электроотрицательность серы 2,6, а водорода – 2,2. Следовательно, связь Н-S полярна.
Рассчитанная по правилу параллелограмма сумма дипольных моментов связей Н-S отличается от нуля. Следовательно молекула H2S полярна.
17. Используя метод молекулярных орбиталей, объясните устойчивость молекулы азота. Определите порядок связи в этой молекуле.
Решение:
Составим энергетическую диаграмму образования молекулы азота. В молекуле азота электроны заселяют только связывающие орбитали. Энергия молекулы меньше, чем сумма энергий двух атомов азота. Это объясняет высокую устойчивость молекулы азота. Порядок связи определяется по формуле и равен:
N = [n(св) + n(разр)]/2 = (6 – 0)/2 = 3.
Образцы решения задач из самостоятельных работ по темам 1-4
1. Составьте формулы оксидов и соответствующих им гидратов оксидов элементов Ва+2 и V+5.
Решение:
Оксидами называются вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Кислород в оксидах всегда имеет валентность 2.
Гидроксиды можно рассматривать как продукт присоединения воды к молекуле оксида.
Оксид бария (II) имеет формулу BaO. Это основный оксид. Ему соответствует основание Ba(OH)2.
Оксид ванадия (V) имеет формулу V2O5. Это кислотный оксид. Ему соответствует метаванадиевая кислота HVO3.
2. Гидроксид олова (II) обладает амфотерными свойствами. Составьте уравнения реакций, подтверждающих его амфотерность.
Решение:
Амфотерными называются вещества, проявляющие, в зависимости от условий, свойства основания и кислоты. Для доказательства необходимо привести уравнения реакций взаимодействия его с кислотой и со щелочью.
Sn(OH)2 + 2HCl Þ SnCl2 + 2 H2O;
Учитывая, что гидроксид олова амфотерен, его формулу можно записать и в виде основания, и в виде кислоты:
Sn(OH)2 Û H2SnO2.
В уравнении реакции гидроксида олова со щелочью удобно исполь- зовать кислотную форму записи формулы амфотерного соединения.
H2SnO2 + 2KOH Þ K2SnO2 + 2H2O.
3. Составьте уравнения реакций:
а) SrO + H3PO4 Þ …
б) Al(OH)3 + H2SeO4 Þ …
Решение:
а) 3SrO + 2H3PO4 Þ Sr3(PO4)2¯ + 3H2O
3SrO + 6H+ + PO43- Þ Sr3(PO4)2¯ + 3H2O;
б) 2Al(OH)3¯ + 3H2SO4 Þ Al2(SO4)3 + 6H2O
2Al(OH)3¯ + 6H+ + 3SO42- Þ 2Al3+ + 3SO42- + 6H2O
2Al(OH)3¯ + 6H+ Þ 2Al3+ + 6H2O
4.Составьте формулы всех солей, которые могут получиться при взаимодействии гидроксида бария и угольной кислоты. Назовите образующиеся соли.
Решение:
В результате взаимодействия двухкислотного гидроксида бария и двухосновной угольной кислоты, в зависимости от соотношения исходных веществ, могут образоваться средняя, кислая и основная соль.
Средняя соль – продукт полного замещения гидроксогрупп и ионов водорода в молекулах основания и кислоты:
Вa(OH)2 + H2СO3 Þ ВaСO3 + 2H2O
ВaСO3 – карбонат бария.
Кислая соль – продукт неполного замещения ионов водорода в молекуле кислоты.
Вa(OH)2 + 2H2СO3 Þ Вa(НСO3)2 + 2H2O
Вa(НСO3)2 – гидрокарбонат бария.
Основная соль – продукт неполного замещения ионов гидроксида в молекуле основания.
2Вa(OH)2 + H2СO3 Þ (ВaОН)2СO3 + 2H2O
(ВaОН)2СO3 – гидроксокарбонат бария
5.Составьте молекулярные и графические формулы оксида алюминия и соответствующего ему гидроксида.
Решение:
В графической формуле указывается порядок соединения атомов в молекуле, где каждая связь обозначается черточкой. В неорганических кислородсодержащих соединениях атомы различных элементов соединяются между собой преимущественно через кислородные мостики.
O=Al-O-Al=O H¾O¾Al¾O¾H
Оксид алюминия ÷
O¾H
Гидроксид алюминия
6. Рассчитайте молярную массу эквивалента SiO2. Назовите соединение. К какому классу относится указанное вещество.
Решение:
SiO2 – оксид кремния (IV) относится к классу оксидов. Молярная масса эквивалента оксида определяется как сумма молярных масс эквивалентов элементов.
МЭ(.SiO2) = Э(Si) + Э(O) = 28/4 + 16/2 = 7 + 8 = 15 г/моль
7. Фторид некоторого элемента содержит 48 % фтора. Определите молярную массу эквивалента элемента.
Решение:
Фториды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых фтор.
Процентный состав вещества указывает на то, что в 100 г данного вещества содержится 48 г фтора и 52 г другого элемента (X). Молярная масса эквивалента фтора известна и равна его атомной массе (фтор в соединениях всегда одновалентен). Согласно закону эквивалентов, массы реагирующих веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов. Следовательно:
Э(X) = m(X)×Э(F)/m(F) = 52×19/48 = 20 г/моль
8. Рассчитайте количество молекул в 64 г газообразного кислорода.
Решение:
Один моль любого вещества содержит число Авогадро молекул.
(NA =6,02×1023 моль-1). Чтобы определить число молекул в какой-либо массе вещества, необходимо определить количество вещества, соответствующее данной массе.
n(O2) = m(O2) / M(O2) = 64 г/32 (г/моль) = 2 моль
На основании этого можно получить ответ на вопрос задачи:
1 моль вещества содержит NA молекул;
2 моль вещества содержит N = 2NA молекул.
Следовательно, N = 2×6,02×1023 молекул.
9. Относительная плотность газа по водороду равна 15. Найдите молярную массу газа и массу 10 л его при нормальных условиях.
Решение:
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению молярных масс этих газов. Следовательно,
М(газа) = D(газ/Н2)×М(Н2) = 15×2 = 30 г/моль.
Моль любого газа при нормальных условиях (Н.У.) занимает объем 22,4 л. Следовательно, 10 л газа при тех же условиях имеют массу:
m(газа) = V(газа)×M(газа) / VM(газа) = 10 л×30 (г/моль)/22,4 л/моль = 13,4 л
10. При 25 оС и 780 мм рт. ст. 10 г газа занимают объем 5,2 л. Найдите молярную массу газа.
Решение:
Воспользуемся уравнением состояния идеальных газов Менделеева — Клапейрона.
pV = nRT = mRT/M .
Отсюда, применяя R = 62400 мм×мл/моль К и переводя температуру в абсолютную шкалу, имеем:
M=mRT/(pV)=10 г×62400(мм×мл/моль×К)×298. К / (780 мм×5200 мл)=46 г/моль
11. Газообразный гидрид состава ЭН2 (где Э — некоторый элемент) имеет плотность по водороду 65. Определите формулу и молярную массу эквивалента его высшего оксида.
Решение:
Определим молекулярную массу гидрида, учитывая, что относительная плотность одного газа по другому определяется отношением молекулярных масс газов:
D(газа/Н2) = M(газа)/M(Н2)
Тогда М(газа) = D(газа/Н2)×M(Н2) = 65×2 = 130.
Следовательно, атомная масса элемента равна разности молекулярной массы гидрида элемента и двух атомных масс водорода:
М(Э) =М(ЭН2) – М(2Н) = 130 – 2 = 128.
Учитывая, что гидрид газообразный, делаем вывод, что это гидрид неметалла. Следовательно, это элемент 6-й группы — Te.
Высший оксид неметалла 6-й группы Te имеет формулу TeО3.
Молярная масса эквивалента оксида равна:
МЭ(ЭО3) = М(ЭО3)/(n(Э)×В(Э)) = 176/3×2 = 29,3 г/моль,
где n(Э) – число атомов элемента;
megaobuchalka.ru
Таблица валентностей химических элементов. Таблица валентности. Стандартные, высшие, низшие, редкие валентности, исключения. Максимальная валентность, минимальная валентность. Версия для печати.Считается, что валентность химических элементов определяется группой (колонкой) Периодической таблицы . Действительно, теоретически, это самая распространенная валентность для элемента, но на практике поведение химических элементов значительно сложнее. Причина множественности значений валентности заключается в том, что существуют различные способы (или варианты) заполнения, при которых электронные оболочки стабилизируются. Поэтому, предлагаем Вашему вниманию таблицу валентностей химических элементов. Числовое значение положительной валентности элемента равно числу отданных атомом электронов, а отрицательной валентности – числу электронов, которые атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического уровня. В неорганической химии обычно применяется понятие степень окисления, а в органической химии — валентность, так как многие из неорганических веществ имеют немолекулярное строение, а органических — молекулярное..
|
www.dpva.ru