Oksüdatsiooni olek. Elemendi aatomi oksüdatsiooniastme määramine ühendi keemilise valemi abil. Ühendi valemi koostamine elemendiaatomite teadaolevate oksüdatsiooniastmete põhjal
Elemendi oksüdatsiooniaste on aines oleva aatomi tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et see koosneb ioonidest. Elementide oksüdatsiooniastme määramiseks peate meeles pidama teatud reegleid:
1. Oksüdatsiooniaste võib olla positiivne, negatiivne või null. Seda tähistab araabia number pluss- või miinusmärgiga elemendi sümboli kohal.
2. Oksüdatsiooniastmete määramisel lähtume aine elektronegatiivsusest: kõigi ühendi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null.
3. Kui ühend moodustub ühe elemendi aatomitest (lihtaines), siis on nende aatomite oksüdatsiooniaste null.
4. Mõne keemilise elemendi aatomitele omistatakse tavaliselt terase oksüdatsiooniastmed. Näiteks fluori oksüdatsiooniaste ühendites on alati -1; liitium, naatrium, kaalium, rubiidium ja tseesium +1; magneesium, kaltsium, strontsium, baarium ja tsink +2, alumiinium +3.
5. Vesiniku oksüdatsiooniaste on enamikes ühendites +1 ja ainult mõne metalliga ühendites on see võrdne -1 (KH, BaH2).
6. Hapniku oksüdatsiooniaste on enamikes ühendites -2 ja ainult mõnel ühendil on sellele määratud oksüdatsiooniaste -1 (H2O2, Na2O2 või +2 (OF2).
7. Paljude keemiliste elementide aatomid on muutuva oksüdatsiooniastmega.
8. Metalli aatomi oksüdatsiooniaste ühendites on positiivne ja on arvuliselt võrdne selle valentsiga.
9. Elemendi maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on tavaliselt võrdne selle rühma arvuga perioodilisustabelis, milles element on leitud.
10. Metallide minimaalne oksüdatsiooniaste on null. Mittemetallide puhul on enamikul juhtudel madalam negatiivne oksüdatsiooniaste võrdne rühma numbri ja numbri kaheksa vahega.
11. Aatomi oksüdatsiooniaste moodustab lihtiooni (koosneb ühest aatomist) ja on võrdne selle iooni laenguga.
Kasutades ülaltoodud reegleid, määrame H2SO4 koostises olevate keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed. See on kompleksne aine, mis koosneb kolmest keemilisest elemendist – vesinikust H, väävel S ja hapnik O. Märkame ära nende elementide oksüdatsiooniastmed, mille puhul need on konstantsed. Meie puhul on need vesinik H ja hapnik O.
Määrame väävli tundmatu oksüdatsiooniastme. Olgu selle ühendi väävli oksüdatsiooniaste x.
Loome võrrandid, korrutades iga elemendi indeksi oksüdatsiooniastmega ja võrdsustades eraldatud koguse nulliga: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0
2 + X – 8 = 0
x = +8 – 2 = +6
Seetõttu on väävli oksüdatsiooniarv pluss kuus.
Järgmises näites selgitame välja, kuidas luua elemendiaatomite teadaolevate oksüdatsiooniastmetega ühendi valem. Koostame ferrum(III)oksiidi valemi. Sõna "oksiid" tähendab, et rauasümbolist paremale tuleb kirjutada hapniku sümbol: FeO.
Märgime keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed nende sümbolite kohale. Raua oksüdatsiooniaste on nimetuses märgitud sulgudes (III), seega võrdub +3, hapniku oksüdatsiooniaste oksiidides on -2.
Leiame arvude 3 ja 2 vähima ühiskordse, see on 6. Jagage arv 6 3-ga, saame arvu 2 - see on raua indeks. Jagage arv 6 2-ga, saame numbri 3 - see on hapniku indeks.
Järgmises näites selgitame välja, kuidas luua valemit ühendile, mille elemendi aatomite ja ioonide laengud on teada. Loome kaltsiumortofosfaadi valemi. Sõna "ortofosfaat" tähendab, et kaltsiumi sümbolist paremale tuleb kirjutada ortofosfaathappe happeline jääk: CaPO4.
Märgime üles kaltsiumi oksüdatsiooniaste (reegel number neli) ja happejäägi laengu (vastavalt lahustuvuse tabelile).
Leiame arvude 2 ja 3 vähima ühiskordse, see on 6. Jagage arv 6 2-ga, saame arvu 3 - see on kaltsiumi indeks. Jagage arv 6 3-ga, saame arvu 2 - see on happejäägi indeks.
Keemias viitavad terminid "oksüdatsioon" ja "redutseerimine" reaktsioonidele, mille käigus aatom või aatomite rühm kaotab või omandab vastavalt elektrone. Oksüdatsiooniaste on ühele või mitmele aatomile omistatud arvväärtus, mis iseloomustab ümberjaotatud elektronide arvu ja näitab, kuidas need elektronid reaktsiooni käigus aatomite vahel jagunevad. Selle väärtuse määramine võib olenevalt aatomitest ja nendest koosnevatest molekulidest olla kas lihtne või üsna keeruline protseduur. Lisaks võib mõne elemendi aatomitel olla mitu oksüdatsiooniastet. Õnneks on oksüdatsiooniastme määramiseks olemas lihtsad üheselt mõistetavad reeglid, nende enesekindlaks kasutamiseks piisab keemia ja algebra aluste tundmisest.
Sammud
1. osa
Oksüdatsiooniastme määramine keemiaseaduste järgi- Näiteks Al(s) ja Cl2 oksüdatsiooniaste on 0, kuna mõlemad on keemiliselt sidumata elementaarses olekus.
- Pange tähele, et väävli S8 ehk oktaväävli allotroopset vormi iseloomustab vaatamata selle ebatüüpilisele struktuurile ka oksüdatsiooniaste null.
-
Tehke kindlaks, kas kõnealune aine koosneb ioonidest. Ioonide oksüdatsiooniaste on võrdne nende laenguga. See kehtib nii vabade ioonide kui ka keemiliste ühendite osade kohta.
- Näiteks Cl - iooni oksüdatsiooniaste on -1.
- Keemilises ühendis NaCl oleva Cl-iooni oksüdatsiooniaste on samuti -1. Kuna Na-iooni laeng on definitsiooni järgi +1, järeldame, et Cl-iooni laeng on -1 ja seega on tema oksüdatsiooniaste -1.
-
Pange tähele, et metalliioonidel võib olla mitu oksüdatsiooniastet. Paljude metalliliste elementide aatomeid saab ioniseerida erineval määral. Näiteks metalli, näiteks raua (Fe) ioonide laeng on +2 või +3. Metalliioonide laengut (ja nende oksüdatsiooniastet) saab määrata teiste elementide ioonide laengute järgi, millega metall on keemilise ühendi osa; tekstis on seda laengut tähistatud rooma numbritega: näiteks raua (III) oksüdatsiooniaste on +3.
- Vaatleme näiteks alumiiniumiooni sisaldavat ühendit. AlCl3 ühendi kogulaeng on null. Kuna me teame, et Cl - ioonide laeng on -1 ja ühendis on 3 sellist iooni, siis selleks, et kõnealune aine oleks üldiselt neutraalne, peab Al iooni laeng olema +3. Seega on alumiiniumi oksüdatsiooniaste sel juhul +3.
-
Hapniku oksüdatsiooniaste on -2 (mõnede eranditega). Peaaegu kõigil juhtudel on hapnikuaatomite oksüdatsiooniaste -2. Sellest reeglist on mõned erandid:
- Kui hapnik on elementaarses olekus (O2), on tema oksüdatsiooniaste 0, nagu ka teiste elementaarsete ainete puhul.
- Kui kaasas on hapnik peroksiid, selle oksüdatsiooniaste on -1. Peroksiidid on ühendite rühm, mis sisaldab lihtsat hapnik-hapnik sidet (see tähendab peroksiidi aniooni O 2 -2). Näiteks H 2 O 2 (vesinikperoksiidi) molekuli koostises on hapniku laeng ja oksüdatsiooniaste -1.
- Fluoriga kombineerituna on hapniku oksüdatsiooniaste +2, lugege fluori reeglit allpool.
-
Vesiniku oksüdatsiooniaste on mõne erandiga +1. Nagu hapniku puhul, on ka siin erandeid. Tavaliselt on vesiniku oksüdatsiooniaste +1 (kui see pole elementaarolekus H2). Hüdriidideks nimetatud ühendites on vesiniku oksüdatsiooniaste aga -1.
- Näiteks H2O-s on vesiniku oksüdatsiooniaste +1, kuna hapnikuaatomil on -2 laeng ja üldise neutraalsuse tagamiseks on vaja kahte +1 laengut. Naatriumhüdriidi koostises on aga vesiniku oksüdatsiooniaste juba -1, kuna Na-ioon kannab laengut +1 ja üldise elektrilise neutraalsuse tagamiseks peab vesinikuaatomi laeng (ja seega ka selle oksüdatsiooniaste) olema olema võrdne -1.
-
Fluor Alati selle oksüdatsiooniaste on -1. Nagu juba märgitud, võib mõne elemendi (metalliioonid, hapnikuaatomid peroksiidides jne) oksüdatsiooniaste varieeruda sõltuvalt mitmest tegurist. Fluori oksüdatsiooniaste on aga alati -1. Seda seletatakse asjaoluga, et sellel elemendil on kõrgeim elektronegatiivsus - teisisõnu on fluori aatomid kõige vähem valmis oma elektronidest lahku minema ja tõmbavad kõige aktiivsemalt võõrelektrone. Seega jääb nende tasu muutumatuks.
-
Ühendi oksüdatsiooniastmete summa on võrdne selle laenguga. Kõikide aatomite oksüdatsiooniastmed keemilises ühendis peavad moodustama selle ühendi laengu. Näiteks kui ühend on neutraalne, peab kõigi selle aatomite oksüdatsiooniastmete summa olema null; kui ühend on polüaatomiline ioon, mille laeng on -1, on oksüdatsiooniastmete summa -1 jne.
- See on hea viis kontrollida – kui oksüdatsiooniastmete summa ei võrdu ühendi kogulaenguga, siis oled kuskil vea teinud.
2. osa
Oksüdatsiooniastme määramine ilma keemiaseadusi kasutamata-
Leidke aatomid, millel pole oksüdatsiooniarvude suhtes rangeid reegleid. Mõne elemendi puhul pole oksüdatsiooniastme leidmiseks kindlaid reegleid. Kui aatom ei kuulu ühegi ülalloetletud reegli alla ja te ei tea selle laengut (näiteks on aatom osa kompleksist ja selle laeng pole täpsustatud), saate sellise aatomi oksüdatsiooninumbri määrata järgmiselt. kõrvaldamine. Esmalt määrake ühendi kõigi teiste aatomite laeng ja seejärel arvutage ühendi teadaoleva kogulaengu põhjal antud aatomi oksüdatsiooniaste.
- Näiteks ühendis Na 2 SO 4 on väävliaatomi (S) laeng teadmata – me teame ainult, et see ei ole null, kuna väävel ei ole elementaarses olekus. See ühend on hea näide oksüdatsiooniastme määramise algebralise meetodi illustreerimiseks.
-
Leia ülejäänud elementide oksüdatsiooniastmed ühendis. Määrake ülalkirjeldatud reeglite abil ühendi ülejäänud aatomite oksüdatsiooniastmed. Ärge unustage reeglite erandeid O-, H-aatomite jms puhul.
- Na 2 SO 4 puhul leiame meie reegleid kasutades, et Na-iooni laeng (ja seega ka oksüdatsiooniaste) on +1 ja iga hapnikuaatomi puhul -2.
-
Leia ühendi laengust tundmatu oksüdatsiooniarv. Nüüd on teil kõik andmed soovitud oksüdatsiooniastme hõlpsaks arvutamiseks. Kirjutage üles võrrand, mille vasakul küljel on arvutuste eelmises etapis saadud arvu ja tundmatu oksüdatsiooniastme summa ning paremal pool - ühendi kogulaeng. Teisisõnu, (Teadaolevate oksüdatsiooniastmete summa) + (soovitud oksüdatsiooniaste) = (ühendi laeng).
- Meie puhul näeb Na 2 SO 4 lahus välja järgmine:
- (Teadaolevate oksüdatsiooniastmete summa) + (soovitud oksüdatsiooniaste) = (ühendi laeng)
- -6 + S = 0
- S = 0 + 6
- S = 6. Na 2 SO 4-s on väävel oksüdatsiooniastmes 6 .
- Meie puhul näeb Na 2 SO 4 lahus välja järgmine:
- Ühendites peab kõigi oksüdatsiooniastmete summa võrduma laenguga. Näiteks kui ühend on kaheaatomiline ioon, peab aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrduma kogu ioonlaenguga.
- Väga kasulik on osata kasutada perioodilisustabelit ja teada, kus metallilised ja mittemetallilised elemendid selles asuvad.
- Elementaarsel kujul olevate aatomite oksüdatsiooniaste on alati null. Ühe iooni oksüdatsiooniaste on võrdne selle laenguga. Perioodilise tabeli rühma 1A elementide, nagu vesinik, liitium, naatrium, nende elementaarsel kujul on oksüdatsiooniaste +1; 2A rühma metallidel, nagu magneesium ja kaltsium, on nende elementaarsel kujul oksüdatsiooniaste +2. Sõltuvalt keemilise sideme tüübist võib hapnikul ja vesinikul olla 2 erinevat oksüdatsiooniastet.
Tehke kindlaks, kas kõnealune aine on elementaarne. Aatomite oksüdatsiooniaste väljaspool keemilist ühendit on null. See reegel kehtib nii üksikutest vabadest aatomitest moodustunud ainete kui ka nende ainete kohta, mis koosnevad ühe elemendi kahest või mitmeaatomilisest molekulist.
Tabel. Keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed.
Tabel. Keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed.
Oksüdatsiooni olek on ühendi keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis on arvutatud eeldusel, et kõik sidemed on ioonset tüüpi. Oksüdatsiooniolekutel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus, seetõttu on molekulis olevate elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0 ja ioonis - iooni laeng. .
|
Tabel: Konstantse oksüdatsiooniastmega elemendid. |
|
Tabel. Keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed tähestikulises järjekorras.
|
Tabel. Keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed arvu järgi.
|
Artikli hinnang:
Videokursus “Saada A” sisaldab kõiki teemasid, mis on vajalikud matemaatika ühtse riigieksami edukaks sooritamiseks 60-65 punktiga. Täielikult kõik profiili ühtse riigieksami ülesanded 1-13 matemaatikas. Sobib ka matemaatika ühtse riigieksami põhieksami sooritamiseks. Kui soovid sooritada ühtse riigieksami 90-100 punktiga, tuleb 1. osa lahendada 30 minutiga ja vigadeta!
Ettevalmistuskursus ühtseks riigieksamiks 10.-11.klassidele, samuti õpetajatele. Kõik, mida vajate matemaatika ühtse riigieksami 1. osa (esimesed 12 ülesannet) ja 13. ülesande (trigonomeetria) lahendamiseks. Ja see on ühtsel riigieksamil rohkem kui 70 punkti ja ilma nendeta ei saa hakkama ei 100-punktiline ega humanitaartudeng.
Kogu vajalik teooria. Ühtse riigieksami kiirlahendused, lõksud ja saladused. Kõik FIPI Task Banki 1. osa praegused ülesanded on analüüsitud. Kursus vastab täielikult ühtse riigieksami 2018 nõuetele.
Kursus sisaldab 5 suurt teemat, igaüks 2,5 tundi. Iga teema on antud nullist, lihtsalt ja selgelt.
Sajad ühtse riigieksami ülesanded. Sõnaülesanded ja tõenäosusteooria. Lihtsad ja kergesti meeldejäävad algoritmid probleemide lahendamiseks. Geomeetria. Teooria, teatmematerjal, igat tüüpi ühtse riigieksami ülesannete analüüs. Stereomeetria. Keerulised lahendused, kasulikud petulehed, ruumilise kujutlusvõime arendamine. Trigonomeetria nullist probleemini 13. Tuupimise asemel mõistmine. Selged selgitused keerukatele mõistetele. Algebra. Juured, astmed ja logaritmid, funktsioon ja tuletis. Ühtse riigieksami 2. osa keerukate ülesannete lahendamise alus.
Elektronegatiivsus, nagu ka keemiliste elementide aatomite muud omadused, muutub perioodiliselt elemendi aatomarvu suurenemisega:
Ülaltoodud graafik näitab põhialarühmade elementide elektronegatiivsuse muutuste perioodilisust sõltuvalt elemendi aatomnumbrist.
Perioodilise tabeli alamrühmas allapoole liikudes keemiliste elementide elektronegatiivsus väheneb ja mööda perioodi paremale liikudes suureneb.
Elektronegatiivsus peegeldab elementide mittemetallilisust: mida suurem on elektronegatiivsuse väärtus, seda rohkem on elemendil mittemetallilisi omadusi.
Oksüdatsiooni olek
Kuidas arvutada ühendi elemendi oksüdatsiooniastet?
1) Keemiliste elementide oksüdatsiooniaste lihtainetes on alati null.
2) On elemente, millel on kompleksainetes pidev oksüdatsiooni olek:
3) On keemilisi elemente, millel on valdav enamiku ühendite oksüdatsiooniaste konstantne. Need elemendid hõlmavad järgmist:
Element |
Oksüdatsiooniaste peaaegu kõigis ühendites |
Erandid |
| vesinik H | +1 | Leelis- ja leelismuldmetallide hüdriidid, näiteks: |
| hapnik O | -2 | Vesinik- ja metalliperoksiidid: Hapnik fluoriid - |
4) Molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on alati null. Iooni kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on võrdne iooni laenguga.
5) Kõrgeim (maksimaalne) oksüdatsiooniaste on võrdne rühma numbriga. Erandid, mis selle reegli alla ei kuulu, on I rühma sekundaarse alarühma elemendid, VIII rühma sekundaarse alarühma elemendid, samuti hapnik ja fluor.
Keemilised elemendid, mille rühmanumber ei lange kokku nende kõrgeima oksüdatsiooniastmega (kohustuslik meeles pidada)
6) Metallide madalaim oksüdatsiooniaste on alati null ja mittemetallide madalaim oksüdatsiooniaste arvutatakse valemiga:
mittemetalli madalaim oksüdatsiooniaste = rühmaarv – 8
Ülaltoodud reeglite alusel saate määrata mis tahes aine keemilise elemendi oksüdatsiooniastme.
Elementide oksüdatsiooniastmete leidmine erinevates ühendites
Näide 1
Määrake kõigi väävelhappe elementide oksüdatsiooniaste.
Lahendus:
Kirjutame väävelhappe valemi:
Vesiniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on +1 (v.a metallhüdriidid).
Hapniku oksüdatsiooniaste kõigis kompleksainetes on -2 (v.a peroksiidid ja hapnikufluoriid OF 2). Järjestame teadaolevad oksüdatsiooniastmed:
Tähistame väävli oksüdatsiooniastet kui x:
Väävelhappe molekul, nagu iga aine molekul, on üldiselt elektriliselt neutraalne, sest molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null. Skemaatiliselt võib seda kujutada järgmiselt:
Need. saime järgmise võrrandi:
Lahendame selle:
Seega on väävli oksüdatsiooniaste väävelhappes +6.
Näide 2
Määrake kõigi ammooniumdikromaadi elementide oksüdatsiooniaste.
Lahendus:
Kirjutame ammooniumdikromaadi valemi:
Nagu eelmisel juhul, saame korraldada vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid:
Küll aga näeme, et kahe keemilise elemendi – lämmastiku ja kroomi – oksüdatsiooniaste on korraga teadmata. Seetõttu ei leia me sarnaselt eelmisele näitele oksüdatsiooniasteid (ühel kahe muutujaga võrrandil pole ühte lahendust).
Juhime tähelepanu asjaolule, et see aine kuulub soolade klassi ja vastavalt sellele on sellel ioonne struktuur. Siis võime õigusega väita, et ammooniumdikromaadi koostis sisaldab NH 4 + katioone (selle katiooni laengut saab näha lahustuvuse tabelist). Järelikult, kuna ammooniumdikromaadi valemiühik sisaldab kahte positiivset ühekordselt laetud NH 4 + katiooni, on dikromaadi iooni laeng võrdne -2, kuna aine tervikuna on elektriliselt neutraalne. Need. aine moodustavad NH 4 + katioonid ja Cr 2 O 7 2- anioonid.
Me teame vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmeid. Teades, et iooni kõigi elementide aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne laenguga, ning tähistades lämmastiku ja kroomi oksüdatsiooniastmeid kui x Ja y vastavalt võime kirjutada:
Need. saame kaks sõltumatut võrrandit:
Mille lahendamiseks leiame x Ja y:
Seega on ammooniumdikromaadis lämmastiku oksüdatsiooniaste -3, vesinik +1, kroom +6 ja hapnik -2.
Saate lugeda, kuidas määrata orgaanilistes ainetes elementide oksüdatsiooniastet.
Valents
Aatomite valentsi tähistatakse rooma numbritega: I, II, III jne.
Aatomi valentsusvõimed sõltuvad kogusest:
1) paarimata elektronid
2) üksikud elektronpaarid valentstasemete orbitaalides
3) valentstaseme tühjad elektronorbitaalid
Vesinikuaatomi valentsivõimalused
Kujutagem vesinikuaatomi elektrongraafilist valemit:
On öeldud, et valentsivõimalusi võivad mõjutada kolm tegurit – paaritute elektronide olemasolu, üksikute elektronpaaride olemasolu välistasandil ja vabade (tühjade) orbitaalide olemasolu välistasandil. Välimisel (ja ainsal) energiatasemel näeme üht paaritu elektroni. Sellest lähtuvalt võib vesinikul kindlasti olla valents I. Esimesel energiatasemel on aga ainult üks alamtase - s, need. Välistasandi vesinikuaatomil ei ole üksikuid elektronpaare ega tühje orbitaale.
Seega on ainus valents, mida vesinikuaatom võib avaldada, I.
Süsinikuaatomi valentsivõimalused
Vaatleme süsinikuaatomi elektroonilist struktuuri. Põhiolekus on selle välistasandi elektrooniline konfiguratsioon järgmine:
Need. põhiseisundis ergastamata süsinikuaatomi välisel energiatasandil on 2 paaristamata elektroni. Selles olekus võib selle valents olla II. Süsinikuaatom läheb aga energia edastamisel väga kergesti ergastatud olekusse ja väliskihi elektrooniline konfiguratsioon on sel juhul järgmine:
Hoolimata asjaolust, et süsinikuaatomi ergastamise protsessile kulub teatud hulk energiat, kompenseerib kulutused enam kui nelja kovalentse sideme moodustumine. Sel põhjusel on valents IV süsinikuaatomile palju iseloomulikum. Näiteks süsinikul on süsinikdioksiidi, süsihappe ja absoluutselt kõigi orgaaniliste ainete molekulides IV valents.
Lisaks paaritutele elektronidele ja üksikutele elektronpaaridele mõjutab valentsivõimalusi ka vabade ()valentstaseme orbitaalide olemasolu. Selliste orbitaalide olemasolu täidetud tasemel viib selleni, et aatom võib toimida elektronpaari aktseptorina, s.t. moodustavad täiendavaid kovalentseid sidemeid doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Näiteks vastupidiselt ootustele on süsinikmonooksiidi CO molekulis side mitte kahekordne, vaid kolmekordne, nagu on selgelt näidatud järgmisel joonisel:
Lämmastikuaatomi valentsivõimalused
Kirjutame lämmastikuaatomi välisenergia taseme elektroonilise graafilise valemi:
Nagu ülaltoodud illustratsioonist näha, on lämmastikuaatomil normaalses olekus 3 paarimata elektroni ja seetõttu on loogiline eeldada, et see on võimeline näitama III valentsi. Tõepoolest, ammoniaagi (NH 3), lämmastikhappe (HNO 2), lämmastiktrikloriidi (NCl 3) jne molekulides on valents kolm.
Eespool öeldi, et keemilise elemendi aatomi valents ei sõltu mitte ainult paaritute elektronide arvust, vaid ka üksikute elektronpaaride olemasolust. See on tingitud asjaolust, et kovalentne keemiline side võib tekkida mitte ainult siis, kui kaks aatomit varustavad üksteist ühe elektroniga, vaid ka siis, kui üks aatom üksiku elektronpaariga - doonor () annab selle teisele aatomile, millel on vaba ( ) orbiidi valentsitase (aktseptor). Need. Lämmastikuaatomi puhul on valents IV võimalik ka täiendava kovalentse sideme tõttu, mis moodustub doonor-aktseptor mehhanismi kaudu. Näiteks ammooniumi katiooni moodustumise ajal täheldatakse nelja kovalentset sidet, millest üks moodustub doonor-aktseptormehhanismi kaudu:
Hoolimata asjaolust, et üks kovalentsetest sidemetest moodustub doonor-aktseptormehhanismi järgi, on kõik ammooniumkatioonis olevad N-H sidemed absoluutselt identsed ega erine üksteisest.
Lämmastikuaatom ei ole võimeline näitama V-ga võrdset valentsi. Selle põhjuseks on asjaolu, et lämmastikuaatomil on võimatu üle minna ergastatud olekusse, kus kaks elektroni on paaris, kui üks neist siirdub vabale orbitaalile, mis on energiatasemelt kõige lähemal. Lämmastikuaatomil puudub d-alamtase ning 3s orbitaalile üleminek on energeetiliselt nii kallis, et energiakulusid uute sidemete teke ei kata. Paljud võivad küsida, milline on lämmastiku valentsus näiteks lämmastikhappe HNO 3 või lämmastikoksiidi N 2 O 5 molekulides? Kummalisel kombel on valentsus ka IV, nagu on näha järgmistest struktuurivalemitest:
Joonisel kujutatud punktiirjoon näitab nn delokaliseeritud π -ühendus. Sel põhjusel võib terminali NO võlakirju nimetada "poolteist võlakirjadeks". Sarnased poolteiselised sidemed on olemas ka osooni O 3, benseeni C 6 H 6 jne molekulis.
Fosfori valentsivõimalused
Kujutame fosfori aatomi välise energiataseme elektroonilist graafilist valemit:
Nagu näeme, on põhiolekus oleva fosfori aatomi ja lämmastikuaatomi väliskihi struktuur sama, mistõttu on loogiline eeldada, et nii fosfori aatomi kui ka lämmastikuaatomi puhul on võimalikud valentsid võrdsed I, II, III ja IV, nagu praktikas on täheldatud.
Erinevalt lämmastikust on aga ka fosforiaatomil d- alamtasand 5 vaba orbitaaliga.
Sellega seoses on see võimeline üle minema ergastatud olekusse, aurutades elektrone 3 s-orbitaalid:
Seega on fosfori aatomi valents V, mis on lämmastikule kättesaamatu, võimalik. Näiteks fosfori aatomi valents on viis ühendite molekulides, nagu fosforhape, fosfor (V) halogeniidid, fosfor (V) oksiid jne.
Hapnikuaatomi valentsivõimalused
Hapnikuaatomi välise energiataseme elektrongraafiline valem on järgmine:
2. tasemel näeme kahte paaritu elektroni ja seetõttu on hapniku puhul võimalik valents II. Tuleb märkida, et seda hapnikuaatomi valentsust täheldatakse peaaegu kõigis ühendites. Eespool arutasime süsinikuaatomi valentsusvõimete kaalumisel süsinikmonooksiidi molekuli moodustumist. Side CO molekulis on kolmekordne, seetõttu on seal olev hapnik kolmevalentne (hapnik on elektronpaari doonor).
Tulenevalt asjaolust, et hapnikuaatomil puudub väline d-alamtase, elektronide sidumine s Ja p- orbitaalid on võimatu, mistõttu on hapnikuaatomi valentsusvõimed võrreldes selle alarühma teiste elementidega, näiteks väävliga, piiratud.
Väävliaatomi valentsivõimalused
Väävliaatomi väline energiatase ergastamata olekus:
Väävliaatomil, nagu ka hapnikuaatomil, on tavaliselt kaks paaristamata elektroni, seega võime järeldada, et väävli puhul on võimalik valents kaks. Tõepoolest, väävli valents on II, näiteks vesiniksulfiidi molekulis H2S.
Nagu näeme, ilmub väävliaatom välisele tasemele d- alamtasand vabade orbitaalidega. Sel põhjusel on väävliaatom võimeline erinevalt hapnikust oma valentsivõimet laiendama tänu ergastatud olekutele üleminekul. Seega üksiku elektronpaari sidumisel 3 lk-alamtasandil omandab väävliaatom välise taseme elektroonilise konfiguratsiooni järgmisel kujul:
Selles olekus on väävliaatomil 4 paaristamata elektroni, mis ütleb meile, et väävliaatomitel võib olla IV valents. Tõepoolest, väävli molekulides on SO 2, SF 4, SOCl 2 jne valents IV.
Teise üksiku elektronipaari sidumisel, mis asub punktis 3 s-alamtase, omandab väline energiatase konfiguratsiooni:
Selles olekus muutub võimalikuks valentsuse VI ilming. VI-valentse väävliga ühendite näideteks on SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 jne.
Samamoodi võime käsitleda ka teiste keemiliste elementide valentsivõimalusi.