Максимальное и минимальное значение валентности. Постоянная и переменная валентность

Для того чтобы научиться составлять химические формулы необходимо выяснить закономерности, согласно которым атомы химических элементов соединяются между собой в определенных соотношениях. Для этого сравним качествен-ный и количественный состав соединений, формулы кото-рых HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 (рис. 12.1)

По качественному составу эти вещества схожи:в состав каждой из молекул входят атомы водорода. Тем не менее их количественный состав неодинаков. Атомы хлора, кислорода, азота, углерода соединены соответственно с одним, двумя, тремя и четырьмя атомами водорода

Эту закономерность подметил еще в начале XI в. Дж. Дальтон. Со временем И. Я. Берцелиус обнаружил, что наиболь-шее количество атомов, соединенных с атомом химического элемента, не превышает определенной величины. В 1858 г. Э. Франкленд назвал «соединительной силой» способность атомов связывать или замещать определенное число других атомов Термин «валентность» (от лат. valentia — «сила») предложил в 1868 г. немецкий химик К. Г. Вихельхауз.

Валентность — общее свойство атомов. Она характе-ризует способность атомов химически (валентными си-лами) взаимодействовать друг с другом.

Валентность многих химических элементов определили на основе экспериментальных данных о количественном и качественном составе веществ. За единицу валентности бы-ла принята валентностьатома водорода. Если атом хими-ческого элемента соединен с двумя одновалентными атома-ми, то его валентность равна двум. Если он соединен с тремя одновалентными атомами, то он — трехвалентен и т. д.

Наи-высшее значение валентности химических элементов — VIII .

Валентность обозначают римскими цифрами. Обозначим валентность в формулах рассмотренных соединений:

Также ученые обнаружили, что немало элементов в раз-ных соединениях проявляют разные значения валентности. То есть существуют химические элементы с постоянной и переменной валентностью.

Можно ли определить валентность по положению хими-ческого элемента в периодической системе? Максимальное значение валентности элемента совпадает с номером группы периодической системы, в которой он размещен. Тем не менее бывают и исключения — азот, кислород, фтор, медь и некото-рые другие элементы. Запомни : номер группы обозначен римской цифрой над соответствующим вертикальным столби-ком периодической системы.

На этой странице материал по темам:

Валентность - это способность химических элементов удерживать определенное количество атомов других элементов. В то же самое время, это число связей, образуемое данным атомом с другими атомами. Определить валентность достаточно просто.

Спонсор размещения P&G Статьи по теме "Как определить валентность" Как доказать амфотерность гидроксидов Как вычислить валентность Как определить химическую формулу

Инструкция

Возьмите на заметку, что обозначается показатель валентности римскими цифрами и ставится над знаком элемента.

Обратите внимание: если формула двухэлементного вещества написана правильно, то,
при умножении числа атомов каждого элемента на его валентность, у всех элементов
должны получиться одинаковые произведения.

Примите к сведению, что валентность атомов одних элементов постоянна, а других - переменна, то есть, имеет свойство меняться. Например, водород во всех соединениях одновалентен, поскольку образует только одну связь. Кислород способен образовывать две связи, являясь при этом двухвалентным. А вот у серы валентность может быть II, IV или VI. Все зависит от элемента, с которым она соединяется. Таким образом, сера - элемент с переменной валентностью.

Заметьте, что в молекулах водородных соединений вычислить валентность очень просто.

Водород всегда одновалентен, а этот показатель у связанного с ним элемента будет равняться количеству атомов водорода в данной молекуле. К примеру, в CaH2 кальций будет двухвалентен.

Запомните главное правило определения валентности: произведение показателя валентности атома какого-либо элемента и количества его атомов в какой-либо молекуле всегда равно произведению показателя валентности атома второго элемента и количества его атомов в данной молекуле.

Посмотрите на буквенную формулу, обозначающую это равенство: V1 x K1 = V2 x K2, где V - это валентность атомов элементов, а К - количество атомов в молекуле. С ее помощью легко определить показатель валентности любого элемента, если известны остальные данные.

Рассмотрите пример с молекулой оксида серы SО2. Кислород во всех соединениях двухвалентен, поэтому, подставляя значения в пропорцию: Vкислорода х Кислорода = Vсеры х Ксеры, получаем: 2 х 2 = Vсеры х 2. От сюда Vсеры = 4/2 = 2. Таким образом, валентность серы в данной молекуле равна 2.

Другие новости по теме:

Химическая формула – это запись, сделанная с использованием общепринятых символов, которая характеризует состав молекулы какого-либо вещества. Например, формула всем известной серной кислоты – H2SO4. Легко можно увидеть, что каждая молекула серной кислоты содержит два атома водорода, четыре атома

Валентность - это способность атома присоединять другие атомные группы и отдельные атомы. Это важное понятие позволяет определить, сколько атомов того или иного вещества входит в формулу, и изобразить молекулу вещества графически. Вам понадобится таблица валентностей Спонсор размещения P&G Статьи

«Знание шрифтов – одно из самых элементарных требований, предъявляемых к сыщику!», - так наставлял когда-то великий Шерлок Холмс своего друга и летописца доктора Ватсона. Аналогично этому, можно смело сказать: «Знание того, как составляются химические формулы – одно из самых элементарных

Химия для каждого школьника начинается с таблицы Менделеева и фундаментальных законов. И уже только потом, уяснив для себя, что же изучает эта сложная наука, можно приступать к составлению химических формул. Для грамотной записи соединения нужно знать валентность атомов, составляющих его. Спонсор

Валентность химического элемента - это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Нужно помнить, что некоторые атомы одного и того же химического элемента могут иметь разную валентность в разных соединениях. Вам

Валентность – один из основных терминов, употребляемых в теории химического строения. Это понятие определяет способность атома образовывать химические связи и количественно представляет собой число связей, в которых он участвует. Спонсор размещения P&G Статьи по теме "Что такое валентность" Что

Со школы или даже раньше каждый знает, всё вокруг, включая и нас самих, состоит их атомов – наименьших и неделимых частиц. Благодаря способности атомов соединяться друг с другом, многообразие нашего мира огромно. Способность эта атомов химического элемента образовывать связи с другими атомами

Значения валентности по водороду и кислороду различаются. Например, сера в соединении H2S двухвалентна, а в формуле SO3 - шестивалентна. Углерод образует с кислородом монооксид CO и диоксид CO2. В первом соединении валентность C равна II, а во втором - IV. Такое же значение в метане CH4.- Читайте подробнее на FB.ru:

Большинство элементов проявляет не постоянную, а переменную валентность , например, фосфор, азот, сера. Поиски основных причин этого явления привели к возникновению теорий химическй связи, представлений о валентной оболочке электронов, молекулярных орбиталях. Существование разных значений одного и того же свойства получило объяснение с позиций строения атомов и молекул.

Постоянная валентность. Эволюция понятия "валентность". Последовательность действий при определении валентности атомов элементов в соединениях, составление формулы. Из этих сведений вытекает важное правило: максимальное значение валентности элемента совпадает с номером группы, в которой он находится1. Поскольку в периодической системе восемь групп, то значения валентности элементов могут быть от I до 8.

Согласно той теории валентности, которую выдвигал Кекуле, для углерода принималась одна постоянная валентность , тогда как поведение многих других элементов, как, впрочем, и самого углерода, очевидным образом противоречило понятию о постоянной валентности. Например, электроотрицательные элементы, такие, как хлор и сера, соединяются с кислородом в различных пропорциях элементы электроположительные, такие, как железо, дают несколько окислов. Логика требовали принять, что один и тот же элемент, смотря по обстоятельствам, может проявлять различные степени валентности. Как следствие из наблюдавшихся фактов и еще более из закона кратных отношений возникает понятие о многовалентности или переменной валентности. Все н<е, как заметил Эрлен-мейер следует полагать, что каждый элемент обладает максимальной валентностью , ему свойственной и. для него характерной, но которую он не всегда может проявить. Хотя на первый взгляд это предположение вполне приемлемо, не обошлось без серьезных возражений в самом деле, поскольку максимальная валентность есть характеристическое свойство атома, то соединения, в которых реализуется этот максимум, должны бы быть более устойчивыми. Максимальная валентность химического элемента – это число электронов во внешней электронной оболочке его атома. Понятие валентности тесно связано с Периодическим законом Менделеева. Если внимательно посмотреть на таблицу Менделеева, можно заметить: положение элемента в периодической системе и его валентность нерарывно связаны.

Валентность - II (минимальная ) Валентность – IV (высшая) Высшая (максимальная ) валентность в большинстве своем совпадает с номером группы химического элемента.

Схема образования химической связи: перекрывание внешних атомных орбиталей взаимодействующих атомов. Порядок связи. Простые и кратные связи. Би и пи- связи – разновидности неполярных и полярных химических связей.

Основные положения метода валентных связей. 1.Ковалентную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит частичное перекрывание их электронных орбиталей и образуется общая пара электронов H× + × H = H: H

Ковалентная связь может быть образована и по донорно-акцепторному механизму. Механизм образования ковалентной связи за счёт электронной пары одного атома (донора) и другого атома (акцептора), предоставляющего для этой пары свободную орбиталь, называется донорно-акцепторным.

В качестве примера возьмём механизм образования иона аммония NH4+. В молекуле NH3 три поделённые электронные пары образуют три связи N- H, четвёртая пара внешних электронов является не поделённой, она может дать связь с ионом водорода, в результате получается ион аммония NH4+ . Ион NH4+ имеет четыре ковалентных связи, причем все четыре связи N-H равноценны, то есть электронная плотность равномерно распределена между ними.

2. При образовании ковалентной химической связи происходит перекрывание волновых функций электронов (электронных орбиталей), при этом связь будет тем прочнее, чем больше это перекрывание.

3. Ковалентная химическая связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь будет наибольшей.

4. Валентность атома в нормальном (невозбужденном) состоянии определяется:

Числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов;

Наличием донорной способности (за счёт одной неподелённой электронной пары).

В возбужденном состоянии валентность атома определяется:

Числом неспаренных электронов;

Числом вакантных орбиталей, способных акцептировать электронные пары доноров.

Таким образом, валентность выражается небольшими целыми числами и не имеет знака. Мерой валентности является число химических связей, которыми данный атом соединён с другими.

К валентным относятся прежде всего электроны внешних уровней, но для элементов побочных подгрупп к ним относятся и электроны предпоследних (предвнешних) уровней.

§ 11. Валентность химических элементов

Понятие о валентности. Химические формулы можно вы­вести на основании данных о составе веществ. Однако чаще всего при составлении химических формул учитываются за­кономерности, которым подчиняются химические элементы , соединяясь между собой. Чтобы понять сущность этих зако­номерностей, следует ознакомиться со свойством атомов, которое называется валентностью. Рассмотрим химические формулы соединений некоторых элементов с водородом:

НС1 Н 2 О NH 3 СН 4

Хлороводород вода аммиак метан

Как видно из приведенных примеров, атомы элементов хлора, кислорода, азота, углерода обладают свойством при­соединять не любое, а только определенное число атомов водорода. Таким же свойством обладают и другие элементы в различных соединениях. Понятию «валентность» можно дать следующее определение:

Валентность - это свойство атомов химического эле­мента присоединять определенное число атомов других химических элементов.

Атомы водорода не могут присоединять более одного атома другого химического элемента, поэтому валентность водорода принята за единицу. Валентность же других эле­ментов можно выразить числом , показывающим, сколько атомов водорода может присоединить к себе атом данного элемента. Например, в молекуле хлороводорода атом хлора присоединяет один атом водорода, следовательно, хлор одновалентен. Валентность кислорода равна двум, ибо его один атом присоединяет два атома водорода. Азот в молекуле аммиака трехвалентен, а углерод четырехвалентен. Это можно записать следующим образом:

(Численное значение валентности принято обозначать рим­скими цифрами, которые ставятся над знаками химических элементов.)

Валентность элементов определяют также по кислороду, который обычно двухвалентен. Например, ртуть Hg и медь Сu образуют оксиды HgO и СuО. Так как кислород двух­валентен и в этих оксидах на один атом элемента при­ходится по одному атому кислорода , то ртуть и медь в этих соединениях двухвалентны.

Ответьте на вопросы 1-3 (с. 32).
§12. Определение валентности элементов по формулам их соединений. Составление химических формул по валентности
Определение валентности элементов по формулам их соединений.

Зная формулы веществ, состоящих из двух химических элементов, и валентность одного из них, можно определить валентность другого элемента. Например, если дана формула оксида меди СuО, то валентность меди можно определить следующим образом. Валентность кислорода равна двум, а на один атом кислорода приходится один атом меди. Следовательно, валентность меди тоже равна двум.

Несколько сложнее определить валентность по формулам соединений, образованных не одним, а несколькими ато­мами химических элементов. Например, чтобы определить валентность железа в оксиде железа Fe 2 O 3 , рассуждают так. Валентность кислорода равна двум. Общее число единиц валентностей трех атомов кислорода равно шести (2-3). Следовательно, шесть валентностей приходятся на два атома железа , а на один атом железа приходятся три единицы валентности (6:2).

При определении валентности элемента по формуле сле­дует учитывать, что число единиц валентности всех атомов одного элемента должно быть равно числу единиц валент­ности всех атомов другого элемента.

Итак, валентность элементов по формулам можно опре­делить следующим образом:

1

. Пишут химическую формулу вещества и отмечают валентность известного элемента.

2. Находят и записывают общее число валентностей (наименьшее общее кратное) известного элемента:

3

. Вычисляют и проставляют над химическими знаками валентность другого элемента. Для этого общее число валентностей делят на индекс этого элемента:

Составление химических формул по валентности. Чтобы составить химическую формулу, необходимо знать валентность элементов, образующих данное химическое соединение. Сведения о валентности некоторых элементов приведены в таблице 3.
Таблица 3. Валентность некоторых элементов в химических соединени

При составлении химических формул можно соблюдать следующий порядок действий:

1. Пишут рядом химические знаки элементов, которые входят в состав соединения:

КО, А1С1, А1О

2. Над знаками химических элементов проставляют валентность:

3. Определяют наименьшее общее кратное чисел, выражающих валентность обоих элементов:

4. Делением наименьшего общего кратного на валент­ность соответствующего элемента находят индексы (ин­декс «1» не пишут):

В названии веществ, образованных элементами с пере­менной валентностью , пишут в скобках цифру, показываю­щую валентность данного элемента в этом соединении. Например, СuО - оксид меди (II), Сu 2 О - оксид меди (I), и FeCl 2 - хлорид железа (II), FeCl 3 - хлорид железа (III).
Выполните упражнения 4-7 (с. 32-33). Решите задачи 1, 2 (с. 33).

§13. Атомно-молекулярное учение
Мы уже знаем, что многие вещества состоят из молекул, а молекулы - из атомов (с. 13-14). Сведения об атомах и молекулах объединяются в атомно-молекулярное учение. Вам известно, что основные положения этого учения были раз­работаны великим русским ученым М. В. Ломоносовым. С тех пор прошло более двухсот лет, учение об атомах и мо­лекулах получило дальнейшее развитие. Так, например, теперь известно , что не все вещества состоят из молекул. Большинство твердых веществ, с которыми мы встретимся в курсе неорганической химии, имеют немолекулярное строение.

Однако относительные молекулярные массы вычисляются как для веществ с молекулярным, так и для веществ с немо­лекулярным строением. Для последних понятия «молекула» и «относительная молекулярная масса» употребляют условно.

Основные положения атомно-молекулярного учения мож­но сформулировать так:

1. Существуют вещества с молекулярным и немолеку­лярным строением.

2. Между молекулами имеются промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и тем­пературы. Наибольшие расстояния имеются между моле­кулами газов. Этим объясняется их легкая сжимаемость. Труднее сжимаются жидкости, где промежутки между молекулами значительно меньше. В твердых веществах промежутки между молекулами еще меньше, поэтому они почти не сжимаются.

3. Молекулы находятся в непрерывном движении. Ско­рость движения молекул зависит от температуры. С по­вышением температуры скорость движения молекул воз­растает.

4. Между молекулами существуют силы взаимного при­тяжения и отталкивания. В наибольшей степени эти силы выражены в твердых веществах , в наименьшей - в газах.

5. Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении.

6. Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой и свойствами.

7. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются.

8. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллических решеток (с. 14) нахо­дятся молекулы. Связи между молекулами, расположенными в узлах кристаллической решетки , слабые и при нагревании разрываются. Поэтому вещества с молекулярным строением, как правило, имеют низкие температуры плавления.

9. У веществ с немолекулярным строением в узлах кристаллических решеток находятся атомы или другие ча c тицы (с. 14). Между этими частицами существуют силь­ные химические связи, для разрушения которых требуется много энергии. Поэтому вещества с немолекулярным строе­нием имеют высокие температуры плавления.

Объяснение физических и химических явлений с точки зрения атомно-молекулярного учения. Физические и химиче­ские явления получают объяснение с позиций атомно-мо­лекулярного учения. Так, например, процесс диффузии, зна­комый вам из курса физики, объясняется способностью молекул (атомов, частиц) одного вещества проникать между молекулами (атомами, частицами) другого вещества. Это происходит потому , что молекулы (атомы, частицы) на­ходятся в непрерывном движении и между ними имеются промежутки.

Сущность химических реакций заключается в разрушении химических связей между атомами одних веществ и в пере­группировке атомов с образованием других веществ.
Ответьте на вопросы 8-12 (с. 33).

1. Что такое валентность химических эле ментов? Поясните это на конкретных примерах.

2. Почему валентность водорода принята за единицу?

3. В реакции железа с соляной кислотой один атом металла вытесняет два атома водорода. Как это можно объяснить, пользуясь понятием о валентности?

4. Определите валентность элементов по формулам: HgO, K 2 S, B 2 O 3 , ZnO, МnО 2 , NiO, Сu 2 О, SnО 2 , Ni 2 O 3 , SO 3 , As 2 O 5 , CI 2 O 7 .

5. Даны химические символы элементов и указана их валентность. Составьте соответствующие химические формулы:

I II V IV I III VII II III II IV III I

LiO, ВаО, РО, SnO, КО, РН, MnO, FeO, BO, HS, NO, CrCI.

6. Пользуясь данными таблицы 3 (с. 30), составьте химические формулы соединений с кислородом следующих химических элемен­тов: Zn, В, Be, Co, РЬ, Ni. Назовите их.

7. Составьте формулы оксидов: меди (I), железа (III), вольфрама (VI), железа (II), углерода (IV), серы (VI), олова (IV), марган­ца (VII).

8. Изложите сущность основных положений атомно-молекулярного учения.

9. Какие явления подтверждают: а) движение молекул; 6) наличие между молекулами промежутков?

10. Чем отличается движение молекул в газах, жидкостях, твердых веществах?

11. Чем отличаются по своим физическим свойствам твердые вещества с молекулярным и немолекулярным строением?

12. Как объяснить физические и химические явления с точки зрения атомно-молекулярного учения?

1. Вычислите относительные молекулярные массы: а) оксида железа (III); б) оксида фосфо­ра (V); в) оксида марганца (VII).

2. Определите массовые доли элементов в оксиде меди (I) и в оксиде меди (II). Най­денные массовые доли выразите в процентах.

1. Что такое валентность химических эле- рода. Как это можно объяснить, пользуясь ментов? Поясните это на конкретных примерах. понятием о валентности?

2. Почему валентность водорода принята 4. Определите валентность элементов по за единицу? формулам: HgO, K 2 S, B2O3, ZnO, МпОг, NiO,

3. В реакции железа с соляной кислотой СигО, БпОг, N12O3, SO 3 , AS2O5, CI2O7.

один атом металла вытесняет два атома водо- 5. Даны химические символы элементов и

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = № группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x :

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом азота не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VII. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.