Как указать валентные электроны

Как определить валентные электроны?

Не знаю, как определить валентные электроны в атомах элементов, принадлежащих к разным семействам (s-, p-, d-, f-). Помогите, пожалуйста. Приведите несколько примеров.

Чтобы ответить на вопрос «как определить валентные электроны» нужно для начала определиться с самим понятием валентных электронов.
Атом химического элемента состоит из положительно заряженного ядра, внутри которого находятся протоны и нейтроны, а вокруг него по орбитам движутся электроны. Орбитали, которые расположены дальше всего от ядра носят название внешних (внешний энергетический уровень), а электроны, расположенные на них – внешних или валентных. Именно эти электроны отвечают за образование химической связи с другими атомами.
Общее количество валентных электронов можно определить при помощи Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Номер группы, в которой находится интересующий вас элемент, вне зависимости от подгруппы (главная или побочная), равен числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, Na расположен в I группе, значит у него 1 валентный электрон, Al в III группе – 3 валентных электрона и т.д.
Чтобы определить, электроны, расположенные на каких подуровнях, являются валентными для элементов разных семейств, нужно записать электронную конфигурацию атома в основном состоянии. Рассмотрим на примере Li (s-элемент), S (p-элемент), Cr (d-элемент) и La (f-элемент).

Для s-элементов валентными считаются электроны, расположенные s-орбитали, p-элементов – сумма электронов, расположенных на s- и p-орбиталях внешнего уровня; d-элементов — сумма электронов, расположенных на s- и d-орбиталях внешнего уровня; f- элементов — сумма электронов, расположенных на s- и d-орбиталях внешнего уровня.

Пожалуйста, зарегистрируйтесь или войдите, чтобы добавить ответ.

Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.

Источник

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Внешний уровень и валентные электроны

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Источник

Электроны и валентность

Международный союз теоретической и прикладной химии определил валентность как максимальное число одновалентных атомов (первоначально — водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом или фрагментом рассматриваемого элемента.

Современная альтернативная трактовка звучит несколько иначе: валентность — это число атомов водорода, которые могут объединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное количество атомов кислорода, объединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах. Это определение отличается от формулировки МСТПХ, поскольку большинство веществ имеет более чем одну валентность.

Модель ядерного атома Резерфорда (1911) показала, что внешнюю оболочку атома занимают заряженные частицы, это свидетельствует о том, что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей.

В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь с точки зрения тенденции атомов достигать стабильного октета из 8 электронов в валентной оболочке.

Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам при совместном использовании электронов, а ионная связь — при передаче электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Лэнгмюру. Префикс ко— означает «вместе», то есть атомы разделяют валентность. Поэтому определение валентности по формуле соединения стало возможным.

В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи, которые являются промежуточными, а степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательности двух связанных атомов.

Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы, в которых элементы имеют кажущиеся валентности, например, в молекуле гексафторида серы (SF6). Учёный считал, что сера образует 6 истинных двух электронных связей с использованием sp 3 d 2 гибридных атомных орбиталей, которые объединяют одну s, три p и две d орбитали.

Для основных элементов в периодической таблице Менделеева валентность может варьироваться от 1 до 7. Многие вещества имеют общую валентность, связанную с их положением в таблице. Для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. д. (соответственно) используются греческие/латинские цифровые префиксы (моно- / уни- / би- / три-).

Виды с одним зарядом являются одновалентными. Например, Cs + — одновалентный катион, тогда как Ca 2+ является двухвалентным, а Fe 3+ — трёхвалентным. Существуют также поливалентные катионы, которые не ограничены определённым количеством валентных связей.

В отличие от Cs и Ca, Fe может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион.

Переходные металлы и металлы, как правило, многовалентны, но, к сожалению, не существует простой схемы, предсказывающей их валентность.

Определение количества

Можно определить количество электронов с помощью специального онлайн-калькулятора. Однако его нахождение под рукой не всегда возможно. Поэтому следующий вариант — обратиться к атомной конфигурации элемента и просто сосчитать число заряженных частиц в самой внешней оболочке атома. Однако это чрезвычайно утомительное занятие, так как, возможно, придётся пролистать много учебников, чтобы найти конфигурации, с которыми исследователь не знаком.

Количество ВЭ элемента и его валентность определить по таблице Менделеева проще всего. Нужно обратить внимание на вертикальный столбец, в котором указана классификация.

Исключением являются переходные металлы — 3−12 группы.

Цифра в порядковом номере группы показывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом вещества, указанного в этом конкретном столбце.

Пример в таблице:

Надо сказать, что периодическая таблица — это аккуратное расположение всех элементов, которые известны науке на данный момент.

Они располагаются слева направо в порядке возрастания их атомарных номеров или числа протонов (электронов), которые они содержат.

Все вещества в таблице Менделеева делятся на четыре категории:

Последние два — это внутренние переходные элементы, образующие мост в группах 2 и 13. Таблица содержит строки — периоды — и 18 столбцов, известных как группы. Есть ещё подтаблица, которая содержит 7 строк и 2 столбца с более редкими веществами.

Номер строки (периода) элемента показывает количество оболочек, окружающих его ядро.

Химические реакции

Вторая группа — щёлочноземельные металлы, например, магний, — менее реактивны. Чтобы получить положительный ион (Mg 2+ ), каждому их атому нужно отдать два ВЭ.

В любой группе (в столбце таблицы Менделеева) металлов реакционная способность становится больше, если двигаться от лёгкого вещества к более тяжёлому, то есть увеличивается с каждым нижним рядом таблицы. Происходит это просто потому, что у тяжёлых элементов больше оболочек. Их ВЭ приходится существовать в условиях более высоких главных квантовых чисел.

Они находятся дальше от атомного ядра и, следовательно, обладают более высокой потенциальной энергией, это означает, что связь между ними менее тесная.

Атом неметалла настроен привлекать дополнительные ВЭ, чтобы образовать полную валентную оболочку. Это может быть достигнуто одним из двух способов:

Наиболее реактивными видами неметаллических элементов являются галогены. К ним можно отнести хлор (Cl) или, например, фтор (F).

Если двигаться от лёгкого элемента к тяжёлому, в пределах каждой группы неметаллов их реакционная способность будет уменьшаться. Это потому, что ВЭ будут терять тесную связь, поскольку приобретают более высокую энергию. По факту, самый лёгкий элемент в группе 16 — кислород — наиболее реакционноспособный неметалл, после фтора, конечно.

В таких простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна количеству разделённых электронов, потерянных или полученных для того, чтобы сформировался стабильный октет. Однако есть также много молекул, для которых валентность менее чётко определена, но это скорее исключения.

Электронная конфигурация

Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.

Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.

Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).

Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.

Например, хотя обычно у атома никеля десятая валентность (4s 2 3d 8 ), его степень окисления никогда не превышает четырёх. Для цинка 3d-оболочка является полной и ведёт себя подобно электронам ядра.

Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.

Электрическая проводимость

Ответственность за электрическую проводимость вещества в том числе лежит и на электронах. Вследствие чего элементы классифицируются следующим образом:

В твёрдом состоянии металлические элементы обычно имеют высокую электропроводность. Поскольку валентный электрон металла обладает небольшой энергией ионизации, находясь в твёрдом состоянии, он относительно свободно покидает атом, чтобы связываться с другими.

Когда электрон свободный, он может перемещаться под воздействием электрического поля, то есть создавать электрический ток, отвечая за электропроводность металла. Примером хороших проводников могут служить серебро, равно как и золото, алюминий и, конечно, медь.

Как изолятор действует неметаллический элемент, поскольку имеет низкую электропроводность. В таблице Менделеева такие вещества находятся справа. Их валентная оболочка заполнена наполовину (исключение составляет бор). Когда на атом воздействует некоторое электрическое поле, заряженная частица не может его легко покинуть, поэтому такой элемент может проводить слабый постоянный или переменный электрический ток. Например, сера и алмаз — одни из таких веществ.

Изолятором также может быть твёрдое соединение, которое содержит металлы, если для образования ионных связей используются ВЭ атомов металла. К примеру, натрий, хоть он и представляет собой мягкий металл, однако твёрдый хлорид натрия является изолятором.

Поскольку для образования ионной связи ВЭ натрия переносятся в хлор, электроны не имеют возможности легко перемещаться.

Полупроводники обладают промежуточной между металлами и неметаллами электрической проводимостью. Интересно, что при увеличении температуры у этих веществ улучшается проводимость. Германий и кремний можно отнести к типичным элементарным полупроводникам, каждый их атом имеет 4 ВЭ. Надо сказать, что лучше всего свойства полупроводников объясняются с помощью теории зон.

Источник

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Содержание:

Электроотрицательность химических элементов

Электроотрицательность (ЭО) – свойство атомов элементов оттягивать на себя электроны от другого атома в соединении.

На ЭО влияет несколько факторов: радиус атома и расстояние между ядром и валентными электронами. Численные значения ЭО приблизительные. Часто используют шкалу определения ЭО по Полингу.

Относительная электроотрицательность атомов элементов по Полингу

Анализируя данную шкалу можно выявить ряд закономерностей, перекликающихся с периодическим законом (ПЗ).

В зависимости от значения электроотрицательности образуются вещества с различным видом химической связей: если между атомами нет разности в электроотрицательности, образуются простые вещества (состоящие из одного вида атомов), чем больше разность, тем полярность молеклы возрастает: образуются молекулы веществ с полярной связью и ионной связью.

Степень окисления химических элементов и ее вычисление

Степень окисления (СО) – условный заряд атомов химических элементов в соединении на основании того, что все связи ионные.

Степень окисления может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение, которое обычно помещается над символом элемента в верхней части.

При определении СО следует руководствоваться следующими правилами:

Применяя эти правила можно рассчитать степени окисления элементов в сложном веществе.

К примеру, определим степени окисления элементов в фосфорной кислоте H₃PO₄.

Рассчитаем степени окисления у элементов в нитрате алюминия Al(NO3)3.

Валентность. Валентные возможности атомов

Валентность — это способность атома присоединять ряд других атомов для образования химической связи.

Валентность может быть определена числом химических связей, образующих атом, или числом неспаренных электронов.

Для определения валентности применяются определенные правила:

Валентность может совпадать со степенью окисления, но не имеет знака «+» или «-», не может быть равна нулю.

Валентные возможности атомов могут определяться:

Валентные возможности водорода

Валентные возможности водорода определяются одним неспаренным электроном на единственной орбитали. Водород обладает слабой способностью отдавать или принимать электроны, поэтому для него характерны в основном ковалентные химические связи. Ионные связи он может создавать с металлами, образуя гидриды. Ковалентные химические связи образуются за счет общих электронных пар. Поскольку у водорода всего один электрон, он способен образовывать только одну связь. По этой причине для него характерна валентность равная I.

Валентные возможности углерода

На внешнем энергетическом уровне у углерода 4 электрона: 2 спаренных и 2 неспаренных. Это состояние атома называется основным. По числу неспаренных электронов можно сказать, что углерод проявляет валентность равную II. Однако такая валентность проявляется только в некоторых соединениях.

В органических соединениях и некоторых органических веществах углерод проявляет валентность равную IV. Эта валентность характерна для возбужденного состояния С. Из основного в возбужденное состояние он может переходить при получении дополнительной энергии. Один электрон с s-подуровня переходит на p-подуровень, где есть свободная орбиталь.

Валентные возможности азота

У азота на валентном энергетическом уровне находится 5электронов: 3 неспаренных и 2 спаренных. Исходя из этого, валентность азота может быть равна III. В возбужденное состоянии атом азота не может переходить. Однако азот может выступать в качестве донора при образовании ковалентных химических связей, обеспечивая своей электронной паре атом, имеющий свободную орбиталь. В этом случае валентность у азота будет равна IV, причем для азота, как элемента пятой группы, это максимальная валентность. Валентность V он проявлять не способен.

Валентные возможности фосфора

В отличие от азота, фосфор имеет свободные 3d-орбитали, на которые могут переходить электроны. На внешнем энергетическом уровне находятся 3 неспаренных электрона. Атом фосфора способен переходить из основного состояния в возбужденное. Электроны с p-подуровня переходят на d-подуровень. В этом случае атом Р приобретает валентность, равную V. Таким образом, строение электронной оболочки атома увеличивает валентные возможности Р, по сравнению с азотом, от I до V.

Валентные возможности кислорода

На последнем энергетическом уровне у кислорода 2 неспаренных электрона. В соединениях чаще всего проявляет валентность II. У кислорода нет d-подуровня, поэтому переход электронов невозможен. Валентные возможности очень ограничены – проявляет II и III валентности.

Валентные возможности серы

Сера, так же, как и кислород, р в VI группе главной подгруппе ПСХЭ. Поэтому на валентном энергетическом уровне у серы 2 неспаренных электрона. Напрашивается вывод, что валентность серы равна II. Однако у серы есть и d-подуровень, который расширяет ее валентные возможности. Сера способна переходить из основного состояния в возбужденное, при этом может быть либо 4 неспаренных электрона, либо 6.

Таким образом, сера способна проявлять валентности II, IV, VI.

Опираясь на этот материал, можно определить все возможные валентности для любого химического элемента.

Источник

Валентный электрон

Из Википедии — свободной энциклопедии

В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней (валентной) оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях, то есть они участвуют в образовании химической связи и завершают электронный слой атомов, участвующих в ней. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Атом с замкнутой оболочкой [en] валентных электронов (соответствующий электронной конфигурации s 2 p 6 ) имеет тенденцию быть химически инертным. Атомы, имеющие на один или два валентных электрона больше, чем замкнутая оболочка, обладают большей способностью вступать в химические реакции из-за относительно небольшой энергии, требуемой для удаления лишних валентных электронов с образованием положительного иона. Атомы, имеющие на один или два валентных электрона меньше, чем замкнутая оболочка, вступают в реакции благодаря свойству приобретать недостающие валентные электроны и образовывать отрицательный ион, либо образовывать ковалентную связь.

Подобно электрону во внутренней оболочке, валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в форме фотона. Получение энергии может заставить электрон переместиться к внешней оболочке; это явление известно как возбуждение. При этом, если электрон получает достаточную энергию для преодоления потенциального барьера, равную ионизационному потенциалу, он покидает атом, образуя таким образом положительный ион. В случае, когда электрон теряет энергию (вызывая излучение фотона), он может перемещаться во внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.

Уровни валентной энергии соответствуют главным квантовым числам (n = 1, 2, 3, 4, 5 …) или помечены в алфавитном порядке буквами, используемыми в рентгеновской нотации атомных орбиталей (K, L, M,…).

Источник