Валентность и ковалентность кратко
Обновлено: 05.07.2024
Ключевое различие между электровалентностью и ковалентностью заключается в том, что электровалентность — это число электронов, которое атом либо получает, либо теряет при образовании иона, тогда как ковалентность — это количество электронов, которое атом может разделить с другим атомом.
Хотя термины электровалентность и ковалентность звучат одинаково, они отличаются друг от друга согласно своим определениям. Преимущественно, электровалентность объясняет образование иона, тогда как ковалентность объясняет образование ковалентной связи.
Содержание
- Обзор и основные отличия
- Что такое электровалентность
- Что такое ковалентность
- В чем разница между электровалентностью и ковалентностью
- Заключение
Что такое электровалентность?
Электровалентность — это число электронов, полученных или потерянных при образовании иона из этого атома. Так как, термин электровалентность относится к числу электронов, которые атом либо получает, либо теряет при образовании электовалентной связи, то это называется ионной связью.Следовательно на ионе, появляется чистый электрический заряд. Более того, если атом теряет электроны при образовании ионной связи, это указывает на положительную электровалентность, а если атом приобретает электроны при образовании ионной связи, это указывает на то, что атом имеет отрицательную электровалентность. Соединения с атомами, имеющими электровалентность, являются ионными соединениями.
Формирование-ионной-связи
Например, давайте рассмотрим образование хлорида натрия (NaCl). Там атом натрия теряет один электрон, таким образом, он имеет положительную электровалентность. Атом хлора получает этот электрон. Таким образом, он имеет отрицательную электровалентность. Однако, поскольку число электронов, которые либо теряются, либо приобретаются, равно одному, электровалентность натрия (или хлора) равна единице. Мы должны указать электровалентность с соответствующим знаком, чтобы указать, является ли она положительной или отрицательной электровалентностью.
- Натрий = положительный электовалентный натрий указывается как +1.
- Хлор = отрицательная электровалентность хлора указывается как -1.
Что такое ковалентность?
Ковалентность — это максимальное количество электронов, которое может быть разделено с другим атомом. Следовательно, ковалентность указывает максимальное количество ковалентных связей, которые атом может образовать, используя свои пустые орбитали. Значение этого параметра зависит от числа валентных электронов атома и числа пустых орбиталей, присутствующих в атоме.
Например, атом водорода имеет только один электрон, таким образом, он может делить один электрон с другим атомом. Следовательно, ковалентность водорода равна 1. В отличие от электровалентности, тут не используются знаки плюс или минус, потому что нет потери или усиления электронов, только электроны делятся друг с другом.
Формирование ковалентной связи
Как мы упоминали выше, при определении ковалентности важно не только количество валентных электронов, но и количество пустых орбиталей атома. Например, если мы рассмотрим углерод в качестве примера, он имеет 4 электрона во внешней электронной оболочке. Там он имеет электронную конфигурацию 2s 2 2p 2 . Следовательно, существует пустая 2p-орбиталь. Следовательно, два спаренных электрона на 2s-орбитали могут разделиться, и один электрон включается в пустую 2p-орбиталь. Тогда есть 4 неспаренных электрона. Углерод может делить все четыре электрона с другим атомом. Следовательно, ковалентность становится 4. Это потому, что когда мы пишем электронную конфигурацию углерода, мы видим, что есть только 2 неспаренных электрона, поэтому мы думаем, что ковалентность углерода равна 2, когда на самом деле она 4.
В чем разница между электровалентностью и ковалентностью?
Электровалентность — это число электронов, полученных или потерянных при образовании иона из этого атома. Это объясняет образование ионной связи. Более того, соединения, имеющие атомы с этим параметром, являются ионными соединениями. С другой стороны, ковалентность — это максимальное количество электронов, которое может быть разделено с другим атомом. Это объясняет образование ковалентной связи. Кроме того, соединения, имеющие атомы с ковалентностью, являются ковалентными соединениями.
Заключение — Электровалентность против Ковалентности
Хотя термины электровалентность и ковалентность звучат достаточно похоже, они имеют отличия, четкие определения и характеристики. Разница между электровалентностью и ковалентностью заключается в том, что электровалентность — это число электронов, которое атом либо получает, либо теряет при образовании иона, тогда как ковалентность — это количество электронов, которое атом может разделить с другим атомом.
Разница между валентностью и ковалентностью - Разница Между
Содержание:
Главное отличие - валентность против ковалентности
Атом - это строительный блок материи. Каждый атом состоит из ядра и электронного облака. Ядро является ядром атома и окружено электронным облаком. Концепция электронного облака развивается на основе вероятности положения электрона. Это означает, что электрон всегда движется вокруг ядра. Этот путь называется орбитой или оболочкой. Говорят, что электроны движутся вдоль этих орбиталей. Валентность и ковалентность являются двумя терминами, которые связаны с числом электронов, присутствующих в атоме. Основное различие между валентностью и ковалентностью заключается в том, что валентность - это количество электронов, которое атом потеряет или получит для стабилизации, тогда как ковалентность - это максимальное число ковалентных связей, которые атом может образовать, используя свои пустые орбитали..
Ключевые области покрыты
1. Что такое валентность
- определение, свойства, примеры
2. Что такое ковалентность
- определение, свойства, примеры
3. В чем разница между валентностью и ковалентностью
- Сравнение основных различий
Ключевые слова: атом, ковалентность, ковалентная связь, электрон, орбиталь, оболочка, валентность
Что такое валентность
Валентность может быть определена как число электронов, которые атом потеряет или получит, чтобы стабилизировать себя. Электроны на самой внешней орбите атома известны как валентные электроны. Иногда число валентных электронов рассматривается как валентность этого элемента. Например, валентность водорода (H) равна 1, поскольку атом водорода можно стабилизировать либо потерей, либо получением 1 электрона. Атом хлора имеет 7 электронов на самой внешней орбите (число валентных электронов равно 7), но, получив еще 1 электрон, он может получить конфигурацию электрона в благородном газе аргона (Ar), которая является более стабильной. Легко получить один электрон, а не потерять 7 электронов, поэтому валентность хлора считается равной 1.
Электронная конфигурация элемента дает валентность конкретного элемента. В следующей таблице показаны некоторые элементы с их значениями.
Элемент
Электронная конфигурация
Электроны должны быть получены или выпущены, чтобы подчиняться правилу октета
Валентность
1s 2 2s 2 2р 6 3s 1
1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2
1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 5
Таблица выше показывает валентность некоторых элементов. Там (-) отметка указала количество электронов, которые необходимо удалить, чтобы стабилизироваться. Знак (+) указывает количество электронов, которые необходимо получить для стабилизации.
Рисунок 1: Периодическая таблица элементов
Кроме того, периодическая таблица элементов также может дать представление о валентности элемента. Элементы группы 1 всегда имеют валентность 1, а для элементов группы 2 валентность равна 2.
Что такое ковалентность
Ковалентность - это максимальное количество ковалентных связей, которые атом может образовать, используя свои пустые орбитали. Ковалентность зависит от числа валентных электронов элемента. Например, число валентных электронов, присутствующих в водороде, равно 1, а ковалентность водорода также равна 1, поскольку у него есть только один электрон, который может быть разделен с другим атомом для образования ковалентной связи.
Если рассматривать такой элемент, как углерод, электронная конфигурация углерода равна 1 с 2 2s 2 2р 2 , Число валентных электронов углерода равно 4. Он имеет пустые p-орбитали. Следовательно, два s-электрона на 2s-орбитали могут быть разделены и включены в эти p-орбитали. Тогда есть 4 неспаренных электрона в углероде. Таким образом, углерод имеет 4 электрона, которые должны быть разделены для образования ковалентных связей. Следовательно, ковалентность углерода равна 4. Это максимальное количество ковалентных связей, которое может иметь атом углерода. Это объясняется орбитальными диаграммами, показанными ниже.
Валентные электроны углерода;
Распространение электронов на пустые орбитали;
Теперь есть 4 неспаренных электрона для углерода, чтобы поделиться с другими атомами, чтобы сформировать ковалентные связи.
Разница между валентностью и ковалентностью
Определение
Валентность: Валентность - это количество электронов, которые атом потеряет или получит для стабилизации.
ковалентность: Ковалентность - это максимальное количество ковалентных связей, которые атом может образовать, используя свои пустые орбитали.
Связь с валентными электронами
Валентность: Валентность может быть либо равна числу валентных электронов, либо нет.
ковалентность: Ковалентность зависит от количества валентных электронов.
Пустые орбитали
Валентность: Валентность дает количество электронов, необходимое для заполнения пустых орбиталей.
ковалентность: Ковалентность зависит от числа пустых орбиталей, присутствующих в атоме.
Тип склеивания
Валентность: Валентность может быть дана для элементов, которые могут образовывать ионные или ковалентные связи.
ковалентность: Ковалентность может быть дана только для элементов, которые могут образовывать ковалентные связи.
Заключение
Валентность может иногда равняться числу валентных электронов атома, но чаще всего они разные. Однако ковалентность полностью зависит от числа валентных электронов атома. Это потому, что валентные электроны определяют количество ковалентных связей, которые может иметь атом. Таким образом, важно знать разницу между валентностью и ковалентностью.
Рекомендации:
Познакомившись с разными типами химической связи, мы можем теперь уточнить одно из ключевых понятий химии - понятие " валентность" . Это понятие используется для количественной характеристики способности атома соединяться с определенным числом других атомов.
| Валентность (W) - число химических связей, образуемых атомом. |
Понятие " валентность" имеет смысл только для двух типов химической связи: ионной и ковалентной.В случае ковалентной связи используется понятие ковалентность.
| Ковалентность (Wк) - число ковалентных связей, образованных атомом. |
Ковалентность атома равна числу электронных пар, связывающих атом с другими атомами молекулы или кристалла.В случае ионной связи используется понятие электровалентность.
| Электровалентность (Wэ) - абсолютная величина формального заряда атома. |
Если атом образует одну связь, то его называют одновалентным, если две связи - двухвалентным, и так далее.
Валентность атома определяется как сумма электровалентности и ковалентности: W = Wэ + Wк
Если известно химическое строение вещества, то валентность каждого из атомов можно просто посчитать по структурной формуле, например:
1) NaCl, (Nа ) (Cl ) Wэ(Nа) = 1, Wк (Nа) = 0, W(Nа) = 1 Wэ(Cl) = 1, Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1
2) НCl, Н -Cl Wэ(Н) = 0, Wк(Н) = 1, W(H) = 1 Wэ(Cl) = 0, Wк(Cl) = 1, W(Cl) = 1
3) CaCl2, (Ca 2 )(Cl )2 Wэ(Ca) = 2, Wк(Ca) = 0, W(Ca) = 2 Wэ(Cl) = 1, Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1
4) CH4, Wэ(C) = 0, Wк(C) = 4, W(C) = 4 Wэ(H) = 0, Wк(H) = 1, W(H) = 1
5) NH4Cl, Wэ(H) = 0, Wк(H) = 1, W(H) = 1 Wэ(N) = 1, Wк(N) = 4, W(N) = 5 Wэ(Cl) = 1, Wк(Cl) = 0, W(Cl) = 1
- Можно ли, зная только валентности атомов, входящих в состав вещества, составить структурную формулу этого вещества?
- Нет, нельзя! Например, зная, что Wк(O) = 2, а Wк(H) = 1, можно составить сколько угодно структурных формул соединений кислорода с водородом: H-О-Н, Н-О-О-Н, Н-О- О-О-Н и т.д.
Формально все эти структурные формулы правильные, но реально существующим соединениям соответствуют только первые две из них.
Чтобы составить структурную формулу вещества, нужно прежде всего знать:
1) тип структуры (молекулярный или немолекулярный);
2) простейшую или молекулярную формулу;
3) тип химических связей (ионные или ковалентные);
4) валентности атомов.
Для простейших соединений этого достаточно, а для более сложных потребуется дополнительная информация (химическая).
Попробуем составить структурную формулу сернистого газа. Это молекулярное вещество с молекулярной формулой SO2. Связи в молекуле ковалентные. Wк(S) = 4, Wк(O) = 2. По этим данным можно составить единственную структурную формулу: O=S=O.
Составим теперь структурную формулу серной кислоты. Это тоже молекулярное вещество. Молекулярная формула H2SO4. Связи в молекуле ковалентные. Wк(H) = 1, Wк(S) = 6, Wк(O) = 2. В этом случае по имеющимся данным можно составить пять " правильных" структурных формул:
Чтобы выбрать из них действительно правильную, нам придется вспомнить, что серная кислота - гидроксид, а из этого следует, что все атомы водорода в ее молекуле связаны с атомами кислорода. Отсюда правильная структурная формула серной кислоты:
Для соединений, в которых атомы связаны только ионными связями, структурные формулы составляют, используя заряды ионов, например:
А как определить, какую валентность атом может проявлять, соединяясь с другими атомами, то есть как охарактеризовать его валентные возможности? Для этого прежде всего вспомним, что должно быть у атома, чтобы он мог образовать химические связи. Это может быть
1) электрический заряд;
2) неспаренный валентный электрон;
3) неподеленная пара валентных электронов;
4) свободная валентная орбиталь.
Все это вместе взятое и определяет валентные возможности атома каждого из элементов. При этом надо помнить, что прежде всего реализуются валентные возможности, определяемые зарядом и наличием неспаренных электронов как в основном, так и в возбужденном состоянии (основные валентные возможности), а уж затем - определяемые наличием у атома неподеленных электронных пар и свободных валентных орбиталей (дополнительные валентные возможности).
Валентные возможности зависят от того, в каком валентном состоянии находится атом.
| Валентное состояние - состояние электронной оболочки атома перед образованием связи. |
К валентным состояниям относятся основное, возбужденные и ионизированные состояния атома.
Аналогично можно проанализировать основные валентные возможности атомов других элементов.
Дополнительные валентные возможности проявляются атомами при образовании связей по донорно-акцепторному механизму. Причем атомы прежде всего реализуют свои основные валентные возможности и только после этого при наличии соответствующих условий - дополнительные валентные возможности. Как проявляются дополнительные валентные возможности атомов бора, азота и кислорода, вы уже знаете (см. параграф 7.12). С дополнительными валентными возможностями других атомов вы познакомитесь позже.
| Хлороводород - HCl. Бесцветный газ с резким неприятным запахом. Сухой хлороводород - устойчивое и малоактивное соединение. Большую часть этого вещества не получают специально, а выделяют из промышленных газов, где оно скапливается в качестве побочного продукта разнообразных химических производств; не утратил своего значения и прямой синтез хлороводорода из простых веществ. Почти весь хлороводород расходуется на производство соляной (хлороводородной) кислоты - раствора хлороводорода в воде. Максимальная массовая доля хлороводорода соляной кислоте зависит от температуры и давления (при комнатной температуре и атмосферном давлении она равна примерно 40 %). Соляная кислота - один из самых разрушительных реагентов для большинства металлов. В очень разбавленном виде соляная кислота присутствует в желудке человека и участвует в пищеварении. Используется соляная кислота для очистки поверхности металлов, в производстве лекарств, разнообразных хлоридов, уксусной кислоты, органических красителей, пластмасс и во многих других отраслях промышленности. |
ВАЛЕНТНОСТЬ, КОВАЛЕНТНОСТЬ, ЭЛЕКТРОВАЛЕНТНОСТЬ, ВАЛЕНТНОЕ СОСТОЯНИЕ, ОСНОВНЫЕ ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ, ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ.
1.Определите электровалентность, ковалентность и общую валентность атомов в следующих веществах:
Запишите для молекулярных веществ молекулярные формулы, а для немолекулярных - простейшие. Назовите эти вещества.
2.Составьте структурные формулы следующих соединений:
а) триоксид серы SO3 [молекулярное вещество, Wк(S) = 6];
б) сернистая кислота H2SO3 [молекулярное вещество, Wк(S) = 4];
в) гидроксид бария Ba(OH)2 [немолекулярное вещество, ионный кристалл, в анионе связь ковалентная, W(O) = 2, Wэ(Ba) = 2, Wк(H) = 1];
г) сульфат марганца MnSO4 [немолекулярное вещество, ионный кристалл, в анионе связь ковалентная, Wэ(Mn) = 2, Wк(S) = 6, W(O) = 2].
3.Охарактеризуйте основные валентные возможности атомов следующих элементов: Na, Ca, Se, Br. Приведите примеры простейших соединений этих элементов. Составьте молекулярные (или простейшие) и структурные формулы этих веществ; назовите их.
7.16. Степень окисления
При химических реакциях происходит разрыв одних и образование других химических связей. Валентные электроны при этом часто переходят от одного атома к другому. Это происходит, например, при образовании хлорида натрия по реакции натрия с хлором:
На одном из этапов этой реакции атомы натрия отдают электроны, а атомы хлора их принимают, то есть происходит переход электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием ионов:
Эти процессы носят названия " окисление" и " восстановление" .
Окисление - процесс, при котором атомы теряют электроны.
Восстановление - процесс, при котором атомы принимают электроны.
Натрий при образовании хлорида натрия окисляется (теряет электроны), а хлор восстанавливается (принимает электроны). При этом хлор является окислителем, а натрий - восстановителем.
Но не всегда электроны при химических реакциях полностью переходят от одного атома к другому. Например, при образовании воды из водорода и кислорода
электроны образующейся полярной ковалентной связи Н- O лишь частично переходят от атомов водорода к атомам кислорода.
Для характеристики состояния атома после полной или частичной потери одного или нескольких электронов или их приобретения используется величина, называемая степенью окисления (С/О). Можно дать два определения этой величины.
Степень окисления атома:
1) тот заряд, который приобрел бы атом в молекуле (в кристалле), если бы все связи в ней (в нем) стали ионными;
Итак, степень окисления - это условный заряд атома (условие - в определении).
Степень окисления обозначается римскими цифрами со знаком перед ними: +I, - II, +VIII, - III и так далее.
Определим степени окисления атомов в молекуле воды. При этом для указания, к какому из атомов мы в соответствии с определением полностью сместим электроны, будем использовать круглые скобки:
У изолированного атома кислорода было 6 валентных электронов, стало 8 валентных электронов, следовательно, степень окисления кислорода 6 - 8 = - II.
У изолированного атома водорода был 1 валентный электрон, стало 0 валентных электронов, следовательно степень окисления атома водорода 1 - 0 = +I.
Точно так же можно определить степени окисления атомов в молекуле пероксида водорода H2O2, но здесь электроны неполярной связи О-O нужно разделить между атомами кислорода:
| О: | было 6е - | Н: | был 1е - |
| стало 7е - | стало 0е - | ||
| С/О(О) - I | С/О(Н) +I |
В бинарных ионных соединениях все связи между атомами ионные, и, следовательно, степени окисления атомов равны зарядам их простых ионов.
Высшая степень окисления атома элемента равна номеру группы, в которой находятся данный элемент в системе элементов. Это следует из того, что атом может отдать (полностью или частично) только свои валентные электроны, а их число у него как раз и равно номеру группы. Так, высшая степень окисления калия равна +I, алюминия +III, углерода +IV, хлора +VII и так далее.
Низшая степень окисления атома элемента равна номеру группы минус 8 и не может быть по абсолютной величине больше четырех. Это связано с тем, что атом может принимать электроны (полностью или частично) только на валентные подуровни, стремясь дополнить свою электронную конфигурацию до конфигурации благородного газа. Так, низшая степень окисления азота равна - III, кислорода - II, хлора - I и так далее.
Зная степени окисления атомов и помня о электронейтральности веществ, легко составлять простейшие формулы соединений, даже не зная, каков в них характер химических связей (ограничение: все атомы каждого из элементов должны быть в одной и той же степени окисления). Примеры:
1) Na и О: Na +I O -II Na2O;
2) Р и С1: Р +V С1- I PCl5;
3) Cl и О: Cl +VII O- II Cl2O7;
4) Н и S: Н +I S- II H2S;
5) Н и Ca: H- I Ca +II CaH2.
Если в сложном веществе известны степени окисления атомов всех элементов кроме одного, то, зная формулу этого соединения (простейшую или молекулярную), можно определить степень окисления атомов и последнего из элементов. Примеры:
Обозначение степени окисления атома при символе элемента занимает место правого верхнего индекса, но в формуле сложного вещества - может ставиться и над символом соответствующего элемента.
Уметь определять степень окисления атома в сложном веществе особенно важно в тех случаях, когда атомы элементов могут иметь несколько степеней окисления, например:
H +I 2S S- II ; SO- II 2 S +IV ; SO- II 3 S +VI .
Если в аналогичных соединениях атомы одного элемента имеют разную степень окисления, то ее обозначение используется в названиях этих сложных веществ (более подробно об этом в следующей главе):
Fe2O3 - оксид железа(III) и FeO - оксид железа(II);
PCl3 - хлорид фосфора(III) и PCl5 - хлорид фосфора(V).
В этом случае знак " +" в обозначении степени окисления не ставится.
ОКИСЛЕНИЕ, ВОССТАНОВЛЕНИЕ, ОКИСЛИТЕЛЬ, ВОССТАНОВИТЕЛЬ, СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ.
1.Составьте структурные формулы следующих молекулярных веществ:
а) SO3, Wк(S) = 6; б) SCl2O, Wк(S) = 4; в) N2O3, Wк(N) = 3; г) H2S2O7, Wк(S) = 6; д) H2CrO4, Wк(Cr) = 6; е) H3BO3, Wк(B) = 3. Определите степени окисления атомов, входящих в состав каждого из этих соединений.
2.Определите степени окисления атомов :
а) углерода в гексахлорэтане и этане
б) серы и кислорода в тиосерной и пероксодисерной кислотах
в) натрия и кислорода в оксиде и пероксиде натрия;
г) хлора и кальция в хлориде кальция.
3.Определите высшую и низшую степени окисления атомов элементов третьего периода. Приведите примеры соединений.
4.Составьте простейшие формулы оксидов азота, в которых степени окисления азота а) +I, б) +II, в) +III, г) +IV, д) +V и назовите эти оксиды. Как вы думаете, для каких из этих оксидов простейшая формула может не совпадать с молекулярной?
5.Составьте простейшие формулы оксидов марганца со степенью окисления а) +II, б) +III, в) +IV, г) +VII и назовите эти оксиды. Как вы думаете, каков тип связи в каждом из этих оксидов?
6.Используя обозначения степеней окисления, назовите соединения: а) СО и CO2; б) SiO и SiO2; в) SF4 и SF6; г) CrCl2 и CrCl3; д) CuBr и CuBr2.
1. Составление шаростержневых моделей молекул.
2. Простейшие окислительно-восстановительные реакции.
Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору
Валентность — это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей с атомами других химических элементов.
Ковалентные связи могут образовываться по обменному и донорно-акцепторному механизмам .
Обменный механизм образования ковалентной связи — в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону.
Донорно-акцепторный механизм — образование связи происходит за счет электронной пары одного из атомов (атом-донор) и вакантной орбитали другого атома (атом-акцептор):
Таким образом, атомы могут образовывать химическую связь не только за счет неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне, но и за счет неподеленных электронных пар, или свободных орбиталей на этом уровне.
Большинство элементов характеризуются высшей, низшей или промежуточной валентностью в соединениях.
Для большинства элементов высшая валентность, как правило, равна номеру группы, низшая валентность определяется по формуле: 8 — № группы. Промежуточная валентность – это число между низшей и высшей валентностями.
Например , высшая валентность хлора равна VII, низшая валентность хлора равна I, промежуточные валентности — III, V.
Обратите внимание! Степень окисления и валентность — это не одно и то же. Хотя иногда степени окисления совпадают с валентностями. Стпень окисления — это условный заряд атома, он может быть и положительным и отрицательным. А вот образовать отрицательное число связей атом никак не может.
Например , валентность (число связей) атома кислорода в молекуле O2 равна II, а вот степень окисления атома кислорода равна 0.
Большинство элементов проявляют переменную валентность в соединениях, но некоторые элементы проявляют постоянную валентность . Их необходимо запомнить:
| Элемент | Валентность |
| Фтор F | I |
| Кислород О | II |
| Металлы IA группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) | I |
| Металлы IIA группы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) | II |
| Алюминий Al | III |
Как определить валентность атома в соединении?
Итак, не внешнем энергетическом уровне лития 1 неспаренный электрон: 1s 2 2s 1 .
+3Li 1s 2 2s 1
Следовательно, литий может образовывать одну связь и валентность лития I.
У бериллия на внешнем энергетическом уровне 2 электрона: 1s 2 2s 2 .
+4Be 1s 2 2s 2
В возбужденном состоянии возможен переход электронов внешнего энергетического уровня с одного подуровня на другой: 1s 2 2s 1 2p 1 .
+4Be * 1s 2 2s 1 2p 1
Таким образом, на внешнем э нергетическом уровне бериллия в возбужденном энергетическом состоянии есть 2 неспаренных электрона и две вакантные электронные орбитали. Следовательно, бериллий может образовать 2 связи по обменному механизму, т.е. валентность бериллия равна номеру группы и равна II.
Например , в хлориде бериллия валентность бериллия равна II:
Электронная конфигурация атома бора в основном состоянии +5B 1s 2 2s 2 2p 1 :
+5B 1s 2 2s 2 2p 1
В возбужденном состоянии: +5B * 1s 2 2s 1 2p 2 .
+5B 1s 2 2s 1 2p 2
Следовательно, бор может образовывать 3 связи по обменному механизму (за счет неспаренных электронов). Валентность бора в соединениях — III.
Например , в трихлориде бора BCl3 валентность бора равна III.
Однако, при этом у бора остается еще одна вакантная электронная орбиталь. Следовательно, бор может выступать, как акцептор электронной пары.
У атома углерода в возбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне 4 неспаренных электрона: 1s 2 2s 1 2p 3 , следовательно, максимальная валентность углерода равна IV (как правило, в органических соединениях у углерода именно такая валентность). В основном состоянии у атома углерода 2 неспаренных электрона, и валентность II. Однако посмотрим внимательно: у атома углерода в основном состоянии не внешнем энергетическом уровне есть незанятая (вакантная) электронная орбиталь. Следовательно, он может образовывать еще одну связь — по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, в некоторых случаях углерод может образовывать три связи ( например , молекула угарного газа CO, строение которой мы рассмотрим позднее).
За счет 3 неспаренных электронов на p-подуровне азот может образовывать 3 связи по обменному механизму (валентность III), и еще 1 связь азот может образовать по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях — IV. На примере азота можно убедиться, что высшая валентность атома и максимальная степень окисления — разные величины, которые далеко не всегда совпадают. Возбужденное состояние с 5 неспаренными электронами для атома азота не реализуется, т.к. на 2 энергетическом уровне есть только s и p орбитали.
Читайте также: