Stan utlenienia. Oznaczanie stopnia utlenienia atomu pierwiastka na podstawie wzoru chemicznego związku. Opracowanie wzoru związku na podstawie znanych stopni utlenienia atomów pierwiastków
Stopień utlenienia pierwiastka to warunkowy ładunek atomu w substancji, obliczony przy założeniu, że składa się on z jonów. Aby określić stopień utlenienia pierwiastków, należy pamiętać o pewnych zasadach:
1. Stopień utlenienia może być dodatni, ujemny lub zerowy. Jest to oznaczone cyfrą arabską ze znakiem plus lub minus nad symbolem elementu.
2. Określając stopnie utlenienia, wychodzimy z elektroujemności substancji: suma stopni utlenienia wszystkich atomów w związku wynosi zero.
3. Jeżeli związek tworzą atomy jednego pierwiastka (w substancji prostej), to stopień utlenienia tych atomów wynosi zero.
4. Atomom niektórych pierwiastków chemicznych zwykle przypisuje się stopnie utlenienia stali. Na przykład stopień utlenienia fluoru w związkach wynosi zawsze -1; lit, sód, potas, rubid i cez +1; magnez, wapń, stront, bar i cynk +2, glin +3.
5. Stopień utlenienia wodoru w większości związków wynosi +1, a tylko w związkach z niektórymi metalami jest równy -1 (KH, BaH2).
6. Stopień utlenienia tlenu w większości związków wynosi -2, a tylko w niektórych związkach przypisuje się mu stopień utlenienia -1 (H2O2, Na2O2 lub +2 (OF2).
7. Atomy wielu pierwiastków chemicznych mają zmienne stopnie utlenienia.
8. Stopień utlenienia atomu metalu w związkach jest dodatni i jest liczbowo równy jego wartościowości.
9. Maksymalny dodatni stopień utlenienia pierwiastka jest zwykle równy numerowi grupy w układzie okresowym, w którym pierwiastek się znajduje.
10. Minimalny stopień utlenienia metali wynosi zero. W przypadku niemetali w większości przypadków poniżej ujemny stopień utlenienia jest równy różnicy między numerem grupy a liczbą osiem.
11. Stopień utlenienia atomu tworzy prosty jon (składa się z jednego atomu) i jest równy ładunkowi tego jonu.
Korzystając z powyższych zasad określimy stopnie utlenienia pierwiastków chemicznych w składzie H2SO4. Jest to złożona substancja składająca się z trzech pierwiastków chemicznych - wodoru H, siarki S i tlenu O. Zwróćmy uwagę na stopnie utlenienia tych pierwiastków, dla których są one stałe. W naszym przypadku są to wodór H i tlen O.
Określmy nieznany stopień utlenienia siarki. Niech stopień utlenienia siarki w tym związku wynosi x.
Utwórzmy równania, mnożąc dla każdego pierwiastka jego indeks przez stopień utlenienia i przyrównując wyekstrahowaną ilość do zera: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0
2 + X – 8 = 0
x = +8 – 2 = +6
Dlatego stopień utlenienia siarki wynosi plus sześć.
W poniższym przykładzie dowiemy się, jak utworzyć wzór na związek o znanych stopniach utlenienia atomów pierwiastków. Utwórzmy wzór na tlenek żelaza (III). Słowo „tlenek” oznacza, że po prawej stronie symbolu żelaza należy wpisać symbol tlenu: FeO.
Zwróćmy uwagę na stany utlenienia pierwiastków chemicznych nad ich symbolami. Stopień utlenienia żelaza podano w nazwie w nawiasach (III), dlatego równy +3, stopień utlenienia tlenu w tlenkach wynosi -2.
Znajdźmy najmniejszą wspólną wielokrotność liczb 3 i 2, to jest 6. Podziel liczbę 6 przez 3, otrzymamy liczbę 2 - to jest indeks żelaza. Podziel liczbę 6 przez 2, otrzymamy liczbę 3 - jest to wskaźnik tlenu.
W poniższym przykładzie dowiemy się, jak utworzyć wzór na związek o znanych stopniach utlenienia atomów pierwiastków i ładunkach jonów. Stwórzmy wzór na ortofosforan wapnia. Słowo „ortofosforan” oznacza, że po prawej stronie symbolu wapnia należy wpisać kwasową resztę kwasu ortofosforanowego: CaPO4.
Zwróćmy uwagę na stopień utlenienia wapnia (zasada numer cztery) i ładunek reszty kwasowej (zgodnie z tabelą rozpuszczalności).
Znajdźmy najmniejszą wspólną wielokrotność liczb 2 i 3, to jest 6. Podziel liczbę 6 przez 2, otrzymamy liczbę 3 - to jest wskaźnik wapnia. Podziel liczbę 6 przez 3, otrzymamy liczbę 2 - jest to indeks reszty kwasowej.
W chemii terminy „utlenianie” i „redukcja” odnoszą się do reakcji, w których atom lub grupa atomów odpowiednio traci lub zyskuje elektrony. Stopień utlenienia to wartość liczbowa przypisana do jednego lub większej liczby atomów, która charakteryzuje liczbę redystrybuowanych elektronów i pokazuje, w jaki sposób elektrony te są rozmieszczone pomiędzy atomami podczas reakcji. Określenie tej wartości może być prostą lub dość złożoną procedurą, w zależności od atomów i składających się z nich cząsteczek. Ponadto atomy niektórych pierwiastków mogą mieć kilka stopni utlenienia. Na szczęście istnieją proste, jednoznaczne zasady określania stopnia utlenienia, aby móc je pewnie stosować, wystarczy znajomość podstaw chemii i algebry.
Kroki
Część 1
Oznaczanie stopnia utlenienia zgodnie z prawami chemii- Na przykład Al(s) i Cl2 mają stopień utlenienia 0, ponieważ oba są w chemicznie niezwiązanym stanie elementarnym.
- Należy pamiętać, że alotropowa forma siarki S8, czyli oktasiarki, pomimo swojej nietypowej budowy, charakteryzuje się również zerowym stopniem utlenienia.
-
Ustal, czy dana substancja składa się z jonów. Stopień utlenienia jonów jest równy ich ładunkowi. Dotyczy to zarówno wolnych jonów, jak i tych, które wchodzą w skład związków chemicznych.
- Na przykład stopień utlenienia jonu Cl - wynosi -1.
- Stopień utlenienia jonu Cl w związku chemicznym NaCl również wynosi -1. Ponieważ jon Na z definicji ma ładunek +1, dochodzimy do wniosku, że jon Cl ma ładunek -1, a zatem jego stopień utlenienia wynosi -1.
-
Należy pamiętać, że jony metali mogą mieć kilka stopni utlenienia. Atomy wielu pierwiastków metalicznych mogą być zjonizowane w różnym stopniu. Na przykład ładunek jonów metalu, takiego jak żelazo (Fe), wynosi +2 lub +3. Ładunek jonów metali (i ich stopień utlenienia) można określić na podstawie ładunków jonów innych pierwiastków, z którymi metal jest częścią związku chemicznego; w tekście ładunek ten jest oznaczony cyframi rzymskimi: na przykład żelazo (III) ma stopień utlenienia +3.
- Jako przykład rozważmy związek zawierający jon glinu. Całkowity ładunek związku AlCl3 wynosi zero. Ponieważ wiemy, że jony Cl - mają ładunek -1, a w związku są 3 takie jony, aby dana substancja była ogólnie obojętna, jon Al musi mieć ładunek +3. Zatem w tym przypadku stopień utlenienia aluminium wynosi +3.
-
Stopień utlenienia tlenu wynosi -2 (z pewnymi wyjątkami). Prawie we wszystkich przypadkach atomy tlenu mają stopień utlenienia -2. Istnieje kilka wyjątków od tej reguły:
- Jeżeli tlen znajduje się w stanie pierwiastkowym (O2), jego stopień utlenienia wynosi 0, podobnie jak w przypadku innych substancji elementarnych.
- Jeśli tlen jest uwzględniony nadtlenek, jego stopień utlenienia wynosi -1. Nadtlenki to grupa związków zawierających proste wiązanie tlen-tlen (czyli anion nadtlenkowy O 2 -2). Na przykład w składzie cząsteczki H 2 O 2 (nadtlenku wodoru) tlen ma ładunek i stopień utlenienia -1.
- W połączeniu z fluorem tlen ma stopień utlenienia +2, przeczytaj poniższą zasadę dotyczącą fluoru.
-
Wodór ma stopień utlenienia +1, z pewnymi wyjątkami. Podobnie jak w przypadku tlenu, również i tutaj są wyjątki. Zazwyczaj stopień utlenienia wodoru wynosi +1 (chyba że jest w stanie elementarnym H2). Jednakże w związkach zwanych wodorkami stopień utlenienia wodoru wynosi -1.
- Na przykład w H2O stopień utlenienia wodoru wynosi +1, ponieważ atom tlenu ma ładunek -2, a do całkowitej neutralności potrzebne są dwa ładunki +1. Jednak w składzie wodorku sodu stopień utlenienia wodoru wynosi już -1, ponieważ jon Na niesie ładunek +1, a dla ogólnej neutralności elektrycznej ładunek atomu wodoru (a tym samym jego stopień utlenienia) musi być równe -1.
-
Fluor Zawsze ma stopień utlenienia -1. Jak już wspomniano, stopień utlenienia niektórych pierwiastków (jonów metali, atomów tlenu w nadtlenkach itp.) może się różnić w zależności od wielu czynników. Jednakże stopień utlenienia fluoru wynosi niezmiennie -1. Wyjaśnia to fakt, że pierwiastek ten ma najwyższą elektroujemność - innymi słowy atomy fluoru najmniej chętnie rozstają się z własnymi elektronami i najaktywniej przyciągają obce elektrony. Zatem ich ładunek pozostaje niezmieniony.
-
Suma stopni utlenienia w związku jest równa jego ładunkowi. Stopień utlenienia wszystkich atomów związku chemicznego musi sumować się do ładunku tego związku. Na przykład, jeśli związek jest obojętny, suma stopni utlenienia wszystkich jego atomów musi wynosić zero; jeśli związek jest jonem wieloatomowym o ładunku -1, suma stopni utlenienia wynosi -1 i tak dalej.
- Jest to dobry sposób na sprawdzenie - jeśli suma stopni utlenienia nie jest równa całkowitemu ładunkowi związku, to gdzieś popełniłeś błąd.
Część 2
Oznaczanie stopnia utlenienia bez wykorzystania praw chemii-
Znajdź atomy, dla których nie obowiązują ścisłe zasady dotyczące stopnia utlenienia. Dla niektórych pierwiastków nie ma ustalonych zasad ustalania stopnia utlenienia. Jeśli atom nie podlega żadnej z powyższych zasad i nie znasz jego ładunku (np. atom jest częścią kompleksu i nie jest określony jego ładunek), możesz określić stopień utlenienia takiego atomu poprzez eliminacja. Najpierw określ ładunek wszystkich pozostałych atomów związku, a następnie ze znanego całkowitego ładunku związku oblicz stopień utlenienia danego atomu.
- Na przykład w związku Na 2 SO 4 ładunek atomu siarki (S) jest nieznany - wiemy tylko, że nie jest on zerowy, ponieważ siarka nie jest w stanie elementarnym. Związek ten służy jako dobry przykład ilustrujący algebraiczną metodę określania stopnia utlenienia.
-
Znajdź stopnie utlenienia pozostałych pierwiastków w związku. Korzystając z opisanych powyżej zasad, określ stopnie utlenienia pozostałych atomów związku. Nie zapomnij o wyjątkach od reguł w przypadku atomów O, H i tak dalej.
- Dla Na 2 SO 4, korzystając z naszych reguł, stwierdzamy, że ładunek (a tym samym stopień utlenienia) jonu Na wynosi +1, a dla każdego z atomów tlenu wynosi -2.
-
Znajdź nieznany stopień utlenienia na podstawie ładunku związku. Teraz masz wszystkie dane, aby łatwo obliczyć pożądany stopień utlenienia. Zapisz równanie, po lewej stronie którego będzie suma liczby otrzymanej w poprzednim kroku obliczeń i nieznany stopień utlenienia, a po prawej stronie całkowity ładunek związku. Innymi słowy, (Suma znanych stopni utlenienia) + (pożądany stopień utlenienia) = (ładunek związku).
- W naszym przypadku roztwór Na 2 SO 4 wygląda następująco:
- (Suma znanych stopni utlenienia) + (pożądany stopień utlenienia) = (ładunek związku)
- -6 + S = 0
- S = 0 + 6
- S = 6. W Na 2 SO 4 siarka ma stopień utlenienia 6 .
- W naszym przypadku roztwór Na 2 SO 4 wygląda następująco:
- W związkach suma wszystkich stopni utlenienia musi być równa ładunkowi. Na przykład, jeśli związek jest jonem dwuatomowym, suma stopni utlenienia atomów musi być równa całkowitemu ładunkowi jonowemu.
- Bardzo przydatna jest umiejętność korzystania z układu okresowego i wiedza, gdzie znajdują się w nim pierwiastki metaliczne i niemetaliczne.
- Stopień utlenienia atomów w postaci pierwiastkowej jest zawsze zerowy. Stopień utlenienia pojedynczego jonu jest równy jego ładunkowi. Pierwiastki grupy 1A układu okresowego, takie jak wodór, lit, sód, w swojej postaci elementarnej mają stopień utlenienia +1; Metale grupy 2A, takie jak magnez i wapń, w swojej postaci pierwiastkowej mają stopień utlenienia +2. Tlen i wodór, w zależności od rodzaju wiązania chemicznego, mogą mieć 2 różne stopnie utlenienia.
Ustal, czy dana substancja jest pierwiastkowa. Stopień utlenienia atomów poza związkiem chemicznym wynosi zero. Zasada ta dotyczy zarówno substancji utworzonych z pojedynczych wolnych atomów, jak i tych, które składają się z dwóch lub wieloatomowych cząsteczek jednego pierwiastka.
Tabela. Stany utlenienia pierwiastków chemicznych.
Tabela. Stany utlenienia pierwiastków chemicznych.
Stan utlenienia to ładunek warunkowy atomów pierwiastka chemicznego w związku, obliczony przy założeniu, że wszystkie wiązania są typu jonowego. Stany utlenienia mogą mieć wartość dodatnią, ujemną lub zerową, dlatego algebraiczna suma stopni utlenienia pierwiastków w cząsteczce, biorąc pod uwagę liczbę ich atomów, jest równa 0, a w jonie - ładunek jonu .
|
Tabela: Pierwiastki o stałych stopniach utlenienia. |
|
Tabela. Stany utlenienia pierwiastków chemicznych w kolejności alfabetycznej.
|
Tabela. Stopnie utlenienia pierwiastków chemicznych według liczb.
|
Ocena artykułu:
Kurs wideo „Zdobądź piątkę” obejmuje wszystkie tematy niezbędne do pomyślnego zdania jednolitego egzaminu państwowego z matematyki z wynikiem 60–65 punktów. Całkowicie wszystkie zadania 1-13 z egzaminu państwowego Profile Unified z matematyki. Nadaje się również do zdania podstawowego jednolitego egzaminu państwowego z matematyki. Jeśli chcesz zdać Unified State Exam z 90-100 punktami, musisz rozwiązać część 1 w 30 minut i bez błędów!
Kurs przygotowawczy do Jednolitego Egzaminu Państwowego dla klas 10-11, a także dla nauczycieli. Wszystko, czego potrzebujesz, aby rozwiązać część 1 egzaminu państwowego Unified State Exam z matematyki (pierwsze 12 zadań) i zadanie 13 (trygonometria). A to ponad 70 punktów na egzaminie Unified State Exam i ani 100-punktowy student, ani student nauk humanistycznych nie mogą się bez nich obejść.
Cała niezbędna teoria. Szybkie rozwiązania, pułapki i tajemnice Unified State Exam. Przeanalizowano wszystkie aktualne zadania części 1 z Banku Zadań FIPI. Kurs w pełni odpowiada wymogom Unified State Exam 2018.
Kurs zawiera 5 dużych tematów, każdy po 2,5 godziny. Każdy temat jest podany od podstaw, prosto i przejrzyście.
Setki zadań z egzaminu Unified State Exam. Zadania tekstowe i teoria prawdopodobieństwa. Proste i łatwe do zapamiętania algorytmy rozwiązywania problemów. Geometria. Teoria, materiały referencyjne, analiza wszystkich typów zadań Unified State Examation. Stereometria. Podstępne rozwiązania, przydatne ściągawki, rozwój wyobraźni przestrzennej. Trygonometria od podstaw do zadania 13. Zrozumienie zamiast wkuwania. Jasne wyjaśnienia skomplikowanych pojęć. Algebra. Pierwiastki, potęgi i logarytmy, funkcja i pochodna. Podstawa do rozwiązywania złożonych problemów części 2 jednolitego egzaminu państwowego.
Elektroujemność, podobnie jak inne właściwości atomów pierwiastków chemicznych, zmienia się okresowo wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka:
Powyższy wykres przedstawia okresowość zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup w zależności od liczby atomowej pierwiastka.
Podczas przesuwania się w dół podgrupy układu okresowego elektroujemność pierwiastków chemicznych maleje, a podczas przesuwania się w prawo wzdłuż okresu wzrasta.
Elektroujemność odzwierciedla niemetaliczność pierwiastków: im wyższa wartość elektroujemności, tym więcej właściwości niemetalicznych ma pierwiastek.
Stan utlenienia
Jak obliczyć stopień utlenienia pierwiastka w związku?
1) Stopień utlenienia pierwiastków chemicznych w prostych substancjach jest zawsze zerowy.
2) Istnieją pierwiastki, które w substancjach złożonych wykazują stały stopień utlenienia:
3) W zdecydowanej większości związków istnieją pierwiastki chemiczne, które wykazują stały stopień utlenienia. Elementy te obejmują:
Element |
Stan utlenienia prawie wszystkich związków |
Wyjątki |
| wodór H | +1 | Wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, na przykład: |
| tlen O | -2 | Nadtlenki wodoru i metali: Fluorek tlenu - |
4) Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce zawsze wynosi zero. Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów jonu jest równa ładunkowi jonu.
5) Najwyższy (maksymalny) stopień utlenienia jest równy numerowi grupy. Wyjątkami nieobjętymi tą regułą są pierwiastki wtórnej podgrupy grupy I, elementy wtórnej podgrupy grupy VIII, a także tlen i fluor.
Pierwiastki chemiczne, których numer grupy nie pokrywa się z najwyższym stopniem utlenienia (obowiązkowo zapamiętać)
6) Najniższy stopień utlenienia metali wynosi zawsze zero, a najniższy stopień utlenienia niemetali oblicza się ze wzoru:
najniższy stopień utlenienia niemetalu = numer grupy - 8
Na podstawie przedstawionych powyżej zasad można ustalić stopień utlenienia pierwiastka chemicznego w dowolnej substancji.
Wyznaczanie stopni utlenienia pierwiastków w różnych związkach
Przykład 1
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków kwasu siarkowego.
Rozwiązanie:
Zapiszmy wzór kwasu siarkowego:
Stopień utlenienia wodoru we wszystkich substancjach złożonych wynosi +1 (z wyjątkiem wodorków metali).
Stopień utlenienia tlenu we wszystkich substancjach złożonych wynosi -2 (z wyjątkiem nadtlenków i fluorku tlenu OF 2). Uporządkujmy znane stopnie utlenienia:
Oznaczmy stopień utlenienia siarki jako X:
Cząsteczka kwasu siarkowego, podobnie jak cząsteczka dowolnej substancji, jest ogólnie obojętna elektrycznie, ponieważ suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero. Schematycznie można to przedstawić w następujący sposób:
Te. otrzymaliśmy następujące równanie:
Rozwiążmy to:
Zatem stopień utlenienia siarki w kwasie siarkowym wynosi +6.
Przykład 2
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków w dwuchromianie amonu.
Rozwiązanie:
Zapiszmy wzór na dwuchromian amonu:
Podobnie jak w poprzednim przypadku możemy uporządkować stopnie utlenienia wodoru i tlenu:
Widzimy jednak, że nieznane są stopnie utlenienia dwóch pierwiastków chemicznych naraz - azotu i chromu. Dlatego nie możemy znaleźć stopni utlenienia podobnie jak w poprzednim przykładzie (jedno równanie z dwiema zmiennymi nie ma jednego rozwiązania).
Zwróćmy uwagę na fakt, że substancja ta należy do klasy soli i dlatego ma strukturę jonową. Wtedy słusznie możemy powiedzieć, że w składzie dwuchromianu amonu znajdują się kationy NH 4 + (ładunek tego kationu widać w tabeli rozpuszczalności). W konsekwencji, ponieważ jednostka wzoru dichromianu amonu zawiera dwa dodatnio, pojedynczo naładowane kationy NH 4 +, ładunek jonu dichromianu jest równy -2, ponieważ substancja jako całość jest elektrycznie obojętna. Te. substancję tworzą kationy NH 4 + i aniony Cr 2 O 7 2-.
Znamy stopnie utlenienia wodoru i tlenu. Wiedząc, że suma stopni utlenienia atomów wszystkich pierwiastków w jonie jest równa ładunkowi i oznaczając stopnie utlenienia azotu i chromu jako X I y odpowiednio możemy napisać:
Te. otrzymujemy dwa niezależne równania:
Rozwiązujemy które, znajdujemy X I y:
Zatem w dwuchromianie amonu stopnie utlenienia azotu wynoszą -3, wodór +1, chrom +6 i tlen -2.
Możesz przeczytać, jak określić stopnie utlenienia pierwiastków w substancjach organicznych.
Wartościowość
Wartościowość atomów jest oznaczona cyframi rzymskimi: I, II, III itd.
Zdolności wartościowe atomu zależą od ilości:
1) niesparowane elektrony
2) samotne pary elektronów na orbitali poziomów walencyjnych
3) puste orbitale elektronowe poziomu walencyjnego
Możliwości walencyjne atomu wodoru
Przedstawmy elektronowy wzór graficzny atomu wodoru:
Mówi się, że na możliwości walencyjne mogą wpływać trzy czynniki: obecność niesparowanych elektronów, obecność wolnych par elektronów na poziomie zewnętrznym oraz obecność wolnych (pustych) orbitali na poziomie zewnętrznym. Widzimy jeden niesparowany elektron na zewnętrznym (i jedynym) poziomie energii. Na tej podstawie wodór z pewnością może mieć wartościowość I. Jednakże na pierwszym poziomie energii istnieje tylko jeden podpoziom – S, te. Atom wodoru na poziomie zewnętrznym nie ma ani samotnych par elektronów, ani pustych orbitali.
Zatem jedyną wartościowością, jaką może wykazywać atom wodoru, jest I.
Możliwości wartościowości atomu węgla
Rozważmy strukturę elektronową atomu węgla. W stanie podstawowym konfiguracja elektroniczna jego poziomu zewnętrznego jest następująca:
Te. w stanie podstawowym na zewnętrznym poziomie energii niewzbudzonego atomu węgla znajdują się 2 niesparowane elektrony. W tym stanie może wykazywać wartościowość II. Jednak atom węgla bardzo łatwo przechodzi w stan wzbudzony, gdy zostanie mu przekazana energia, a konfiguracja elektronowa warstwy zewnętrznej w tym przypadku przyjmuje postać:
Pomimo tego, że na proces wzbudzenia atomu węgla zużywa się pewną ilość energii, wydatek ten jest z nawiązką kompensowany przez utworzenie czterech wiązań kowalencyjnych. Z tego powodu wartościowość IV jest znacznie bardziej charakterystyczna dla atomu węgla. Na przykład węgiel ma wartościowość IV w cząsteczkach dwutlenku węgla, kwasu węglowego i absolutnie wszystkich substancji organicznych.
Oprócz niesparowanych elektronów i samotnych par elektronów, obecność wolnych orbitali () poziomu walencyjnego wpływa również na możliwości walencyjne. Obecność takich orbitali na poziomie zapełnionym powoduje, że atom może pełnić funkcję akceptora pary elektronowej, tj. tworzą dodatkowe wiązania kowalencyjne poprzez mechanizm donor-akceptor. Przykładowo, wbrew oczekiwaniom, w cząsteczce tlenku węgla CO wiązanie nie jest podwójne, lecz potrójne, co wyraźnie widać na poniższej ilustracji:
Możliwości walencyjne atomu azotu
Napiszmy elektroniczny wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu azotu:
Jak widać z powyższej ilustracji, atom azotu w stanie normalnym ma 3 niesparowane elektrony, dlatego logiczne jest założenie, że może on wykazywać wartościowość III. Rzeczywiście, wartościowość trzech obserwuje się w cząsteczkach amoniaku (NH 3), kwasu azotawego (HNO 2), trójchlorku azotu (NCl 3) itp.
Powyżej powiedziano, że wartościowość atomu pierwiastka chemicznego zależy nie tylko od liczby niesparowanych elektronów, ale także od obecności wolnych par elektronów. Wynika to z faktu, że kowalencyjne wiązanie chemiczne może powstać nie tylko wtedy, gdy dwa atomy dostarczają sobie jeden elektron, ale także wtedy, gdy jeden atom ma wolną parę elektronów - donor () dostarcza go innemu atomowi z wolnym ( ) poziom walencyjny orbity (akceptor). Te. Dla atomu azotu możliwa jest również wartościowość IV dzięki dodatkowemu wiązaniu kowalencyjnemu utworzonemu przez mechanizm donor-akceptor. Na przykład podczas tworzenia kationu amonowego obserwuje się cztery wiązania kowalencyjne, z których jedno jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor:
Pomimo tego, że jedno z wiązań kowalencyjnych powstaje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, wszystkie wiązania N-H w kationie amonowym są absolutnie identyczne i nie różnią się od siebie.
Atom azotu nie może wykazywać wartościowości równej V. Wynika to z faktu, że atom azotu nie może przejść do stanu wzbudzonego, w którym dwa elektrony są sparowane wraz z przejściem jednego z nich na orbital swobodny najbliższy poziomowi energetycznemu. Atom azotu nie ma D-podpoziom, a przejście na orbital 3s jest energetycznie tak kosztowne, że koszty energii nie są pokrywane przez tworzenie nowych wiązań. Wiele osób może się zastanawiać, jaka jest wartościowość azotu na przykład w cząsteczkach kwasu azotowego HNO 3 lub tlenku azotu N 2 O 5? Co dziwne, wartościowość wynosi również IV, jak widać z następujących wzorów strukturalnych:
Linia przerywana na ilustracji przedstawia tzw zdelokalizowany π -połączenie. Z tego powodu końcowe wiązania NO można nazwać „półtora wiązaniami”. Podobne półtora wiązania występują również w cząsteczce ozonu O 3, benzenu C 6 H 6 itp.
Możliwości wartościowości fosforu
Przedstawmy elektroniczny wzór graficzny poziomu energii zewnętrznej atomu fosforu:
Jak widzimy, struktura zewnętrznej warstwy atomu fosforu w stanie podstawowym i atomu azotu jest taka sama, dlatego logiczne jest oczekiwanie dla atomu fosforu, a także dla atomu azotu możliwych wartościowości równych I, II, III i IV, jak zaobserwowano w praktyce.
Jednak w przeciwieństwie do azotu, atom fosforu również ma D-podpoziom z 5 wolnymi orbitalami.
Pod tym względem jest w stanie przejść do stanu wzbudzonego, parując elektrony 3 S-orbitale:
Zatem możliwa jest wartościowość V dla atomu fosforu, która jest niedostępna dla azotu. Na przykład atom fosforu ma wartościowość pięć w cząsteczkach związków, takich jak kwas fosforowy, halogenki fosforu (V), tlenek fosforu (V) itp.
Możliwości wartościowości atomu tlenu
Elektronowy wzór graficzny na poziom energii zewnętrznej atomu tlenu ma postać:
Na drugim poziomie widzimy dwa niesparowane elektrony, dlatego dla tlenu możliwa jest wartościowość II. Należy zauważyć, że tę wartościowość atomu tlenu obserwuje się w prawie wszystkich związkach. Powyżej, rozważając możliwości wartościowości atomu węgla, omówiliśmy powstawanie cząsteczki tlenku węgla. Wiązanie w cząsteczce CO jest potrójne, dlatego zawarty w nim tlen jest trójwartościowy (tlen jest donorem pary elektronów).
Ze względu na to, że atom tlenu nie ma zewnętrznego D-podpoziom, parowanie elektronów S I P- orbitale jest niemożliwe, dlatego możliwości wartościowości atomu tlenu są ograniczone w porównaniu z innymi pierwiastkami jego podgrupy, na przykład siarką.
Możliwości walencyjne atomu siarki
Zewnętrzny poziom energii atomu siarki w stanie niewzbudzonym:
Atom siarki, podobnie jak atom tlenu, zwykle ma dwa niesparowane elektrony, zatem możemy stwierdzić, że w przypadku siarki możliwa jest wartościowość wynosząca dwa. Rzeczywiście siarka ma wartościowość II, na przykład w cząsteczce siarkowodoru H2S.
Jak widzimy, atom siarki pojawia się na poziomie zewnętrznym D-podpoziom z pustymi orbitalami. Z tego powodu atom siarki, w przeciwieństwie do tlenu, może rozszerzać swoje możliwości wartościowości w wyniku przejścia do stanów wzbudzonych. Zatem podczas parowania samotnej pary elektronów 3 P-podpoziom, atom siarki uzyskuje konfigurację elektroniczną poziomu zewnętrznego w postaci:
W tym stanie atom siarki ma 4 niesparowane elektrony, co mówi nam, że atomy siarki mogą wykazywać wartościowość IV. Rzeczywiście siarka ma wartościowość IV w cząsteczkach SO 2, SF 4, SOCl 2 itp.
Podczas parowania drugiej wolnej pary elektronów znajdującej się w pozycji 3 S-podpoziom, zewnętrzny poziom energii przyjmuje konfigurację:
W tym stanie możliwa staje się manifestacja wartościowości VI. Przykładami związków z VI-wartościową siarką są SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 itp.
Podobnie możemy rozważyć możliwości wartościowości innych pierwiastków chemicznych.