Лекция 3. Кто на что способен или Валентные возможности атомов.

1. Строение Периодической Системы

Каждый из присутствующих в аудитории обладает яркой индивидуальностью, особенным талантом. Точно также элементы, собравшиеся вместе в Периодической системе, хоть и похожи порой один на другой, но все-таки имеют свои особенности: сильные и слабые стороны.

Начнем с того, что элементов очень много – и хорошо бы нам их как-нибудь называть, чтобы не запутаться. Давайте соберем в группы близкие по свойствам элементы –

электронные аналоги.

Чтобы не запутаться, сперва в два ряда «сложим» f -элементы: лантаноиды и актиноиды.

Затем расположим группы так, чтобы в элементах первой группы был 1 валентный электрон,

у элементов второй группы – 2 валентных электрона и т.д.

У нас получится 8 групп, в каждой из которых образуется подгруппы: в одной окажутся s - или p -элементы, а в другой – d -элементы.

Например, 1А группа: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и 1Б группа: Cu, Ag, Au, Rg

Соберем из групп Периодическую систему. Поскольку периодом называется время между двумя повторяющими событиями, расстояние между двумя соседними электронными аналогами (горизонтальный ряд Периодической системы) будет также называться периодом.

Наконец, дадим названия группам

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Побочные подгруппы будем назвать по первому их элементу: «подгруппа меди», «подгруппа цинка».

Попробуем найти в нашей системе металлы.

Оказывается, если от бора B к астату At провести диагональ, то металлы главных подгрупп занимают левый нижний угол, а неметаллы – правый верхний. Такие металлы назовем непереходными , т.е. непереходные элементы – это металлы главных подгрупп.

Все элементы побочных подгрупп и f -элементы – переходные элементы , или переходные металлы.

Учитывая, что в природе ничтожные количества (или совсем нет) элементов с Z > 92,

назовем такие элементы трансурановыми .

Теперь собственно, можно начинать.

2. Валентные возможности атомов.

Итак, наш вопрос на сегодня: как атомы образуют молекулы и почему эти молекулы

не рассыпаются?

Логично предполагать, что если атомы держатся вместе, значит, их что-то связывает.

Такое состояние назовем химической связью . Поскольку строение атома для нас

секрета не представляет, то остановимся на самом простом возможном объяснении:

Химическая связь – особый тип взаимодействия между атомами в химических

соединениях, основанный на взаимодействии положительно заряженных ядер атомов

одного элемента с отрицательно заряженными электронами другого элемента.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Проводя аналогию с законом всемирного тяготения, ядро атома, как черная дыра, пытается

притянуть любой электрон, попавший в его сферу притяжения.

Типы химической связи. Ковалентная связь.

Как Вы знаете, любое животное ищет себе пару. И электрон не исключение: для того,

чтобы образовать прочную химическую связь, нужна пара электронов с противоположно направленными спинами.

Пусть есть 2 атома – A и B, которые взаимодействуют между собой.

В зависимости от способа взаимодействия электроны могут оказаться либо «в фазе»

(одинаковый знак волновой функции e 1 и e 2 ), так что образуется химическая связь,

либо «в противофазе» (разные знаки волновых функций), приводящая к отталкиванию атомов друг от друга. В первом случае возникает выигрыш в энергии (зеленый уровень энергии V располагает ниже, а величина этого выигрыша точно равна энергии образующейся связи). Во втором случае возникает проигрыш в энергии (красный уровень X ).

Представьте себе, что Вы катите шарик. Если он катится под горку – Вы не прикладываете никаких усилий – и шарик закатывается в ямку. Напротив, Вы в поте лица толкаете шарик в горку, но, стоит Вам его отпустить

– и шарик скатывается к её подножию.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Что происходит при образовании связи с электронным облаком?

Для простоты картинки возьмем сферически симметричные s -АО (l = 0).

1. Если облака (серые шарики) складываются, возникает картинка внизу – есть область перекрывания, в которой электронная плотность «удвоилась», а на остальной области она совпадает либо с плотностью электронного облака атома А, либо с плотностью электронного облака атома B.

В этом случае увеличенная электронная плотность подобно котлете в гамбургере связывает

между собой положительно заряженные ядра атомов А и Б.

2. Если же облака (серые шарики) вычитаются, то возникает картинка сверху – посередине полное взаимоуничтожение, а на краях – плотность электронного облака атома до взаимодействия.

В этом случае электронной плотности между ядрами нет – и беспощадный закон Кулона предписывает атомам разлететься в разные стороны.

Итак, ковалентная химическая связь возникает при обобществлении неспаренных электронов с противоположными спинами, изначально принадлежавшим разным атомам.

При этом вступающие в ковалентную химическую связь элементы как бы обмениваются электронами, поэтому такой механизм (способ) образования

ковалентной связи получил название – обменный .

А· + ·B = A: B

(обобществление электронов, образование общей электронной пары)

А· + ·B = A – B

(образование химической связи,

черточка между А и B обозначает химическую связь и называется валентным штрихом)

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Таким образом, для образования ковалентной химической связи по обменному

Например, при образовании молекулы водорода каждый атом предоставляет по 1e – получается общая (связывающая ) пара электронов.

При образовании молекулы воды, на 1 атом кислорода, у которого

2 неспаренных электрона, требуется 2 атома водорода, у каждого из которых по 1e –

образуются 2 связи O – H. При этом атом кислорода располагает также двумя парами электронов (на 2s и на 2p-подуровне), которые в реакции не участвуют. Такие пары называются неподеленными электронными парами .

Изображение у атомов электронов валентного уровня называется структурами Льюиса . При этом рекомендуется электроны разных атомов изображать разными символами, например, · , *, и т.п.

Изображение порядка связывания атомов между собой получило название

структурных формул . При этом каждая пара электронов на письме заменяется валентным штрихом.

Структурные формулы веществ: H – H, H – O – H, O = O .

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Количество ковалентных связей, которое образует данный элемент, называется

ковалентностью, или валентностью данного элемента.

Валентность обозначается римскими цифрами .

Таким образом, на данном этапе валентность элемента определяется количеством неспаренных электронов, которые могут принять участие в образовании ковалентных связей.

Валентные возможности элементов.

1. Углерод.

В основном состоянии электронная конфигурация атома углерода 1s2 2s2 2p2 , из которых валентными являются 2s и 2p-электроны.

В таком состоянии атом углерода способен образовать 2 ковалентные связи по обменному

механизму.

Однако на практике стабильных соединений двухвалентного углерода не существует.

Вследствие небольшой разницы между 2s и 2p-

подуровнем атом углерода при небольших затратах энергии способен переходить в первое

возбужденное состояние (обозначается C*).

В таком состоянии атом углерода способен

образовать 4 ковалентные связи по обменному механизму.

Примерами стабильных молекул, в которых валентность углерода равна IV,

могут служить соединения с водородом, кислородом, …

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Валентность углерода во всех соединениях равна IV, водорода – I, кислорода – II.

Ацетилен H–C ≡C–H – горючий газ, который используется для получения высокотемпературного пламени, например, при сварке.

Вывод : при наличии такой возможности (вакантных орбиталей) атомы способны распаривать свои валентные электроны с тем, чтобы увеличить свою ковалентность.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Математика – великая сила. Как следует из вышеизложенного, для образования химической связи требуется 2 электрона (общая электронная пара).

Очевидно, два электрона можно получить:

Однако существует и другое решение!

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – способ образования ковалентной связи, при которой один атом (донор) предоставляет для образования связи пару электронов, а другой атом (акцептор) – вакантную (незанятую)

орбиталь.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Пример . Строение молекулы монооксида углерода (оксид углерода(II), угарный газ)

В молекуле монооксида углерода атомы углерода и кислорода связаны двумя ковалентными связями, образованными по обменному механизму .

Однако, поскольку у атома углерода есть незаполненная орбиталь на 2p-подуровне, а у атома кислорода – неподеленная пара электронов, то образуется третья ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму .

На письме донорно-акцепторный механизм изображают стрелкой, направленной от

атома-донора к атому-акцептору пары электронов.

Правильная структурная формула молекулы монооксида углерода.

Валентность кислорода III, валентность углерода III.

Тройная связь между атомами кислорода и углерода подтверждается значением

энергии связи углерод-кислород (значение ближе к энергии тройной связи, чем к

энергии двойной связи), данными спектральных методов анализа.

2. Валентные возможности атомов. Азот.

Атомы азота, кислорода и фтора существенно отличаются от своих электронных

аналогов вследствие отсутствия энергетического d -подуровня.

Электронная конфигурация атома азота 7 N 1s2 2s2 2p3 .

Валентные электроны 2s2 2p3 – 3 неспаренных электрона и 1 электронная пара.

очевидным, что кроме трёх связывающих пар, у атома азота располагается

1 неподелённая пара электронов (2s2 ).

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

Следовательно, атом азота способен выступать в качестве донора пары электронов.

В простейшем случае в роли акцептора выступает ПРОТОН: нам данный пример знаком по реакции аммиака с кислотами с образованием солей аммония .

Обратите внимание:

1. Акцептор должен иметь вакантную орбиталь (в данном случае атом водорода потерял электрон и располагает вакантной 1s-АО)

2. В ходе химической реакции заряд сохраняется (закон сохранения заряда!).

Грубейшей ошибкой является отсутствие заряда, так как атом азота не способен образовать по обменному механизму 4 связи.

3. Строение катиона аммония изображается в виде трех ковалентных связей N – H,

образованных по обменному механизму, обозначенных валентными штрихами, и

одной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму,

обозначенной стрелкой от атома азота к атому водорода. Положительный заряд должен быть изображен или на атоме азота (обычно над атомом), или частица NH4

заключается в квадратные скобки и за скобками рисуют знак «+».

4. Максимальная валентность азота равна ЧЕТЫРЕМ – у атома всего 4 АО, три из которых содержат неспаренные электроны, а одна – электронную пару. Следующий энергетический уровень (3s) располагается слишком далеко, чтобы использовать его для образования связи, по поэтому атом азота не в состоянии образовать валентность V.

О более сложных случаях образования ковалентных связей атомом азота Вы узнаете немного позже.

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

3. Валентные возможности атомов. Сера.

Электроны валентного уровня атома серы в основном состоянии имеют конфигурацию

16 S … 3s 2 3p 4 – 2 электронных пары и 2 неспаренных электрона.

Вывод (правило октета ) 1 : при образовании химических соединений атомы элементов стремятся дополнить свою электронную конфигурацию до наиболее стабильной,

Например, в молекуле сероводорода атом серы образует октет электронов за счет двух связывающих пар с атомами водорода и двух неподелённых электронных пар

Правило октета НЕ является ОБЯЗАТЕЛЬНЫМ, непреложным – существует бесчисленное множество соединений, в молекулах которых правило октета не соблюдается для того или иного элемента, однако оно правильно предсказывает общую тенденцию к образованию соединений подобной стехиометрии.

Для соединений d -элементов существует соответствующее правило восемнадцати электронов , так как именно такое количество электронов соответствует полностью завершенной ns2 (n-1)d10 np6 – электронной оболочке.

1 Дублет – 2, триплет – 3, квартет – 4, квинтет – 5, секстет – 6, септет – 7, октет – 8. Таким образом, правило октета – это правило восьми электронов .

Изучите:

Слово «валентность» (от лат. «valentia») возникло в середине XIX в., в период завершения химико-аналитического этапа развития химии. К тому времени было открыто более 60 элементов. Истоки понятия «валентность» содержатся в работах разных ученых. Дж.Дальтон установил, что вещества состоят из атомов, соединенных в определенных пропорциях. Э. Франкланд, собственно, и ввел понятие валентности как соединительной силы. Ф.А. Кекуле отождествлял валентность с химической связью. А.М.Бутлеров обратил внимание на то, что валентность связана с реакционной способностью атомов. Д.И.Менделеев создал периодическую систему химических элементов, в которой высшая валентность атомов совпадала с номером группы элемента в системе. Он же ввел понятие «переменная валентность».

Валентность – это количество ковалентных связей, которое образует атом в соединении с ковалентной связью.

Валентность атома химического элемента не может быть выше полного числа орбиталей на внешнем уровне этого элемента.

Например,

Валентные возможности атомов определяются числом не спаренных электроном, а так же числом не поделённых электронных пар способных переходить на свободные орбитали атома другого элемента (участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).

Например, образование третьей связи при образовании иона гидроксония, неподелённая пара электронов атома кислорода (донор) переходит на свободную орбиталь иона водорода (акцептор):

Рассмотрим электронографические формулы элементов и установим причину разной валентности.

Валентность Н – I , Нe – 0 , Be – I I , B – III , P – III , V .

Вывод
Валентные возможности атомов химических элементов определяются:

1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);

2) наличием свободных орбиталей;

3) наличием неподеленных пар электронов.

Вопросы для закрепления
1. Какими тремя факторами определяются валентные возможности атомов химических элементов?
2. Почему максимальная валентность атомов элементов второго периода не может быть больше четырех?
3. Вспомните, чем отличаются понятия валентности и степени окисления. Что между ними общего?
4. Укажите валентность и степень окисления атомов азота в ионе аммония NH 4 +
5. Определите валентность и степень окисления атомов углерода в веществах с формулами С 2 Н 6 , С 2 Н 4 , С 2 Н 2 , этиленгликоле, феноле.
6. Определите валентность и степень окисления атомов в веществах с формулами N 2 , NF 3 , Н 2 О 2 , ОF 2 , О 2, F 2 , СО.

7. Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.

Количество ковалентных связей, которые может образовывать атом, называется валентностью элемента. Валентные возможности атомов обусловлены наличием валентных электронов на внешнем энергетическом уровне.

Все элементы планеты образованы атомами. Это мельчайшие частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро включает протоны и нейтроны. Электроны, притягиваемые ядром, располагаются и движутся по орбиталям на разном расстоянии от центра. Неравномерное положение электронов относительно ядра называется энергетическими уровнями.

Рис. 1. Строение атома.

В таблице Менделеева высшая валентность соответствует номеру группы, в которой находится элемент. Количество энергетических уровней совпадает с номером периода, электронов - с порядковым номером.

Рис. 2. Таблица Менделеева.

Валентные возможности

Чтобы оценить валентные возможности атомов химических элементов, необходимо подробно рассмотреть распределение электронов на энергетических уровнях.

Валентность соответствует числу неспаренных электронов, располагающихся на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Валентные электроны атомов элементов, входящих в побочные группы периодической таблицы, располагаются на s-орбитали внешнего уровня и d-орбиталях, образующих внешний подуровень.

В обычном (стационарном) состоянии электроны занимают определённое положение в атоме. Стационарная электронная конфигурация зафиксирована в таблице Менделеева. При возбуждённом состоянии (реакции с другими элементами) энергия атома перераспределяется, и электроны меняют своё положение.

Рассмотрим пример. Атом фосфора в стационарном положении имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Это значит, что 15 электронов распределены по трём уровням. На внешнем уровне, включающем s- и p-орбитали, находятся пять валентных электронов. При этом три электрона на p-орбитали неспаренные, а два электрона на s-орбитали образуют пару. Соответственно, три неспаренных электрона могут образовывать ковалентные связи, и валентность фосфора равна трём.

Фосфор находится в V группе, главной подгруппе. Это значит, что в атоме находится пустой d-подуровень. В возбуждённом состоянии спаренные электроны s-уровня распариваются, и один электрон переходит на d-подуровень. Образуется пять свободных, неспаренных электронов. Соответственно, атом фосфора приобретает пятую валентность.

Рис. 3. Графическая электронная формула фосфора в обычном и возбуждённом состоянии.

Распаривание происходит с затратой энергии. Расход энергии компенсируется образованием ковалентных связей с высвобождением энергии.

В зависимости от возможности переходить в возбуждённое состояние элементы делятся на две группы: с переменной и постоянной валентностью. Постоянную валентность (соответствует номеру группы) имеют щелочные, щелочноземельные металлы, фтор и алюминий. Переменная валентность присуща всем остальным элементам. Инертные газы не вступают в реакции, поэтому считается, что валентность у них отсутствует.

Что мы узнали?

Валентность показывает, сколько атомов может присоединить элемент посредством ковалентных связей. Значение валентности совпадает с количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и соответствует номеру группы периодической таблицы, в которой находится элемент. Из-за возможности переходить в возбуждённое состояние большинство элементов имеют непостоянную валентность. Одинаковую валентность в любом состоянии сохраняют активные металлы и фтор.

2. ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ

АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Структура внешних энергетических уровней атомов химических элементов определяет в основном свойства их атомов. Эти уровни называют валентными. Электроны внешних уровней (иногда и предвнешних) принимают участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность – это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей.

Валентные возможности атомов определяются двумя способами:

Числом неспаренных электронов, которые участвуют в образовании связи по обменному механизму:

в стационарном (основном) состоянии;

в возбужденном состоянии.

Рассмотрим валентные возможности атома углерода.

Схема строения атома углерода:
6 С +6) 2 ) 4

Электронная конфигурация

1 s 2 2 s 2 2 p 2

1 s 2 2 s 1 2 p 3

Графическая формула

Допишите предложения:

Количество неспаренных электронов атома углерода в стационарном состоянии:_____ . Это ____-электроны.

Валентность атома углерода в основном состоянии равна ____.

Количество неспаренных электронов атома углерода в возбужденном состоянии:_____ . Это ____-электрон и _____-электроны.

Валентность атома углерода возбужденном состоянии равна ______.

Числом неподеленных электронных пар, способных участвовать в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.

Рассмотрим валентные возможности атома азота.

Схема строения атома азота:
7 N +7) 2 ) 5

(атом получил дополнительную энергию)

Электронная конфигурация

1 s 2 2 s 2 2 p 3

Не характерно, так как на втором уровне нет больше свободных орбиталей и спаренные электроны не могут распариваться.

Графическая формула

Неспаренные электроны участвуют в образовании химической связи по обменному механизму.

В этом случае валентность азота равна III.

Но у атома азота на втором внешнем уровне есть еще два спаренных s -электрона. Это неподеленная электронная пара.

Неподеленная пара электронов участвует в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.

Тогда валентности увеличивается еще на единицу и будет равна IV.

Задания на закрепление:

Задание 1.

Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.

Свойства атома во многом определяется строением его внешнего электронного слоя. Электроны, находящиеся на внешнем, а иногда и на предпоследнем, электронном слое атома могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны называют валентными. Например, в атоме фосфора 5 валентных электронов: (рис. 1).

Рис. 1. Электронная формула атома фосфора

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s- и р-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предпоследнего слоев.

Валентность - это способность атома образовывать химические связи. Данное определение и само понятие валентность корректны только по отношению к веществам с ковалентным типом связи. Для ионных соединений это понятие неприменимо, вместо него используют формальное понятие «степень окисления».

Валентность характеризуется числом электронных пар, образующихся при взаимодействии атома с другими атомами. Например, валентность азота в аммиаке NH3 равна трем (Рис. 2).

Рис. 2. Электронная и графическая формулы молекулы аммиака

Количество электронных пар, которое может образовать атом с другими атомами, зависит, в первую очередь, от числа его неспаренных электронов. Например, в атоме углерода два неспаренных электрона - на 2р-орбиталях (Рис. 3). По числу неспаренных электронов мы можем сказать, что такой атом углерода может проявлять валентность, равную II.

Рис. 3. Электронное строение атома углерода в основном состоянии

Во всех органических веществах и некоторых неорганических соединениях углерод четырехвалентен. Такая валентность возможна только в возбужденном состоянии атома углерода, в которое он переходит при получении дополнительной энергии.

В возбужденном состоянии в атоме углерода распариваются 2s-электроны, один из которых переходит на свободную 2р-орбиталь. Четыре неспаренных электрона могут участвовать в образовании четырех ковалентных связей. Возбужденное состояние атома принято обозначать «звездочкой» (Рис. 4).

Рис. 4. Электронное строение атома углерода в возбужденном состоянии

Может ли азот иметь валентность, равную пяти - по числу его валентных электронов? Рассмотрим валентные возможности атома азота.

В атоме азота два электронных слоя, на которых расположено всего 7 электронов (Рис. 5).

Рис. 5. Электронная схема строения внешнего слоя атома азота

Азот может образовать три общие электронные пары с тремя другими электронами. Пара электронов на 2s-орбитали тоже может участвовать в образовании связи, но по другому механизму - донорно-акцепторному, образуя четвертую связь.

Распаривание 2s-электронов в атоме азота невозможно, т. к. на втором электронном слое нет d-подуровня. Поэтому высшая валентность азота равна IV.

Подведение итога урока

На уроке вы научились определять валентные возможности атомов химических элементов. В ходе изучения материала вы узнали, сколько атомов других химических элементов может присоединить к себе конкретный атом, а также почему элементы проявляют разные значения валентности.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=3&v=jSTB1X1mD0o

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=6zwx_d-MIvQ

http://www.youtube.com/watch?t=1&v=qj1EKzUW16M

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass - конспект