- В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней (валентной) оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.
Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической таблице Менделеева, в которой находится химический элемент (кроме побочных подгрупп).
Связанные понятия
К пе́рвому пери́оду периоди́ческой систе́мы относятся элементы верхней строки (или периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) химических свойств элементов при увеличении атомного числа: новая строка начинается тогда, когда увеличивается количество энергетических уровней, что означает попадание элементов с аналогичными свойствами в тот же вертикальный столбец. Первый период содержит меньше всего.
Оже-спектроскопия (ЭОС) — общий аналитический метод, используемый, в частности, в исследовании поверхности и, в области материаловедения. В основе спектроскопического метода лежит эффект Оже, который основан на анализе заполнения электроном вакансии, образованной на одной из внутренних электронных оболочек атома путём «выбивания» другого электрона рентгеновским излучением. Оже-эффект был открыт независимо друг от друга Лизой Мейтнер (1923) и Пьером Оже (1925) годах. Хотя открытие было сделано Мейтнер.
2.4. Валентные электроны и характерные степени окисления металлов
В настоящее время описание химии любого элемента начинают с электронной формулы, выделения особых валентных электронов и сведений о степенях окисления, проявляемых элементов в соединениях.
Количество валентных электронов и тип орбиталей, на которых они находятся, определяет степени окисления, проявляемых элементом при образовании соединений .
Степень окисления металла определяется количеством электронов, участвующих в образовании связи с более электроотрицательными элементами (например, с кислородом, галогенами, серой и др.). Будем обозначать степень окисления элемента ХЭ . Предельно возможная (максимальная) степень окисления определяется общим числом валентных электронов. При образовании соединения металл может использовать не все свои валентные электроны, в этом случае металл оказывается в некоторой промежуточной степени окисления. При этом для металлов р- и d-блоков, как правило, характерно несколько степеней окисления. Для каждого металла среди промежуточных степеней окисления можно выделить наиболее характерные, т.е. степени окисления, проявляемые металлом в своих распространенных и относительно устойчивых соединениях.
Степени окисления, проявляемые s- и р-металлами
У всех s-элементов есть только одна степень окисления, совпадающая с общим числом валентных электронов, т.е. все s-элементы 1 группы имеют степень окисления +1, а элементы второй группы +2.
У р-элементов из-за различий в энергии s- и p-орбиталей последнего слоя дифференцируются две степени окисления. Одна степень окисления определяется числом электронов на внешних р-орбиталях, а другая — общим количеством валентных электронов. Только у р-элементов 13 группы устойчивой является одна степень окисления +3, кроме Tl с более устойчивой степенью окисления +1.
У р-элементов 14 группы есть две степени окисления +2 и +4 .
У Bi есть две степени окисления +3 и +5.
Особая «чувствительность» s-электронов к ядру, приводящая к тому, что при большом заряде ядра s- электроны сильнее им удерживаются, объясняет, почему у р-элементов 6 периода становится устойчивой степень окисления, связанная с потерей только р-электронов. У р-элементов шестого периода устойчивы степени окисления: +1 у Tl, +2 — у Pb и +3 — у Bi.
В таблице приведены степени окисления, проявляемые металлами s- и р-блоков.
Степени окисления, проявляемые металлами s- и р-блоков
+1
+2
+1
+2
(1), 3
+1
+2
(1), 3
2 , 4
Степени окисления d-металлов
Металлы d-блока из-за большого числа валентных электронов проявляют многообразие степеней окисления.
Только d-элементы 3 и 12 групп имеют по одной степени окисления. У элементов 13 группы она равна общему числу электронов, т.е. +3. У элементов 12 группы d-орбитали полностью заполнены электронами и в образовании химических связей участвуют только два электрона с внешней s-орбитали, поэтому элементы 12 группы имеют одну степень окисления +2.
Максимальную степень окисления, обусловленную общим количеством электронов, проявляют только d-элементы 3 ¸ 7 групп. А также и Os и Ru, проявляющие степень окисления +8. При движении к концу переходных рядов с ростом числа электронов на d-орбиталях и повышением эффективного заряда ядра самая большая степень окисления становится меньше общего числа валентных электронов.
Существуют большие различия между d-элементами четвертого и элементами 5 и 6 периодов .
Из-за различий в энергии s-электронов 4 слоя и d-электронов 3 слоя все элементы 4 периода, кроме Sc, проявляют степень окисления +2, связанную с потерей двух электронов с внешней ns-орбитали. У многих элементов степень окисления +2 является устойчивой и ее устойчивость увеличивается к концу ряда.
У d-элементов 4 периода наиболее устойчивыми являются низкие степени окисления +2, +3, +4.
При большом заряде ядра s-электроны сильнее удерживаются, различие в энергиях ns- и (n-1)d-орбиталей уменьшается, и это приводит к тому, что у d-элементов 5 и 6 периодов высшие степени окисления в 3 ¸ 7 группах становятся самыми устойчивыми. Вообще, у d-элементов 5 и 6 периодов устойчивы высокие степени окисления больше 4 . Исключение составляют d-элементы 3,11 и 12 групп.
В приведенных ниже таблицах указаны характерные степени окисления d-металлов, красным цветом выделены наиболее устойчивые. В таблицу не включены степени окисления, проявляемые металлами в редких и неустойчивых соединениях.
При описании химии любого элемента обязательно указывают характерные для него степени окисления.
Структура наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.
Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.
Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп занимают s- и р-подуровни внешнего энергетического уровня. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-подуровне внешнего и d-подуровне пред-внешнего энергетического уровня.
Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного. Говорят, что атом находится в возбужденном состоянии, если он получил дополнительную энергию, в результате чего произошло распаривание электронов внешнего слоя и переход их в другие, не самые энергетически выгодные состояния. Атом в возбужденном состоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой. Например, рассмотрим валентные возможности атомов фосфора в стационарном и возбужденном состояниях:
В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три неспаренных электрона на р-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние один из пары электронов Зв-подуровня переходит на Зd-подуровень. Валентность фосфора при этом изменяется с трех (в основном состоянии) до пяти (в возбужденном состоянии).
Разъединение спаренных электронов требует затрат энергии. Вместе с тем расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей неспаренными электронами.
Так, атом углерода в стационарном состоянии имеет два неспаренных электрона. Следовательно, с их участием могут образоваться две общие электронные пары, осуществляющие две ковалентные связи. Однако вам хорошо известно, что во многих неорганических и во всех органических соединениях присутствуют атомы четырехвалентного углерода. Очевидно, что его атомы образовали четыре ковалентные связи в этих соединениях, находясь в возбужденном состоянии.
Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s 2 2p 2 в возбужденное — 2s 1 2p 3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С—Н-связи в предельных углеводородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при образовании двух молей С—Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.
В заключение следует отметить, что валентные возможности атомов химических элементов далеко не исчерпываются числом неспаренных электронов в стационарном и возбужденном состояниях атомов. Если вы вспомните донорно-акцепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием свободных атомных орбиталей и неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донорно-акцепторному механизму. Вспомните образование иона аммония NH + 4. (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.)
Сделаем общий вывод. Валентные возможности атомов химических элементов определяются:
- числом неспаренных электронов (одноэлектронных атомных орбиталей);
- наличием свободных атомных орбиталей и неподеленных пар электронов на валентном энергетическом уровне.
Валентность электронов на внешнем энергетическом уровне:
В химии нам наиболее важны электроны со внешнего (самого высокого у элемента) уровня. Эти электроны имеют наибольшую энергию и называются валентными (вспоминаем, что такое валентность). Количество этих электронов соответствует номеру группы (столбцу), если элементы из главной подгруппы (А) элементов.
Одинаковое количество электронов на внешнем уровне дает элементам сходные химические свойства. Получается, что электронный аналог атома оказывается и химическим аналогом.
Обратите внимание, что внешние оболочки гелия, неона, аргона заполнены. Если вы помните, то это инертные газы, которые не стремятся вступать с кем-то в реакцию. Да, потому что у них уже сформированы устойчивые уровни, им уже и так хорошо. Электроны укомплектованы в нужном количестве и ни атому, ни электронам ничего не хочется менять.
А атомы других элементов будут стремиться присоединить или наоборот отдать электроны, чтобы стать более устойчивыми. И когда они получают или отдают их, то становятся уже не с нулевым зарядом, а с отрицательным (если добрали электроны, у которых заряд -1) или положительным (если отдали электроны, тогда протоны перевешивают своими зарядами +1). Такие заряженные атомы называют ионами. При этом катионы — ионы, которые несут положительный заряд; анионы — отрицательный. Приставка «ан» означает отрицание, поэтому анион легко запомнить, что он отрицательный.
Редактировать этот урок и/или добавить задание Добавить свой урок и/или задание
Добавить интересную новость
Добавить анкету репетитора и получать бесплатно заявки на обучение от учеников
user->isGuest) < echo (Html::a('Войдите', ['/user/security/login'], ['class' =>»]) . ‘ или ‘ . Html::a(‘зарегистрируйтесь’, [‘/user/registration/register’], [‘class’ => »]) . ‘ , чтобы получать деньги $$$ за каждый набранный балл!’); > else < if(!empty(Yii::$app->user->identity->profile->first_name) || !empty(Yii::$app->user->identity->profile->surname))< $name = Yii::$app->user->identity->profile->first_name . ‘ ‘ . Yii::$app->user->identity->profile->surname; > else < $name = ''; >echo ‘Получайте деньги за каждый набранный балл!’; > ?>—>
При правильном ответе Вы получите 1 балл
Как называют атомы с ненулевым зарядом?
Выберите всего один правильный ответ.
Добавление комментариев доступно только зарегистрированным пользователям
Lorem iorLorem ipsum dolor sit amet, sed do eiusmod tempbore et dolore maLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborgna aliquoLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempbore et dLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborlore m mollit anim id est laborum.
28.01.17 / 22:14, Иван Иванович Ответить +5
Lorem ipsum dolor sit amet, consectetu sed do eiusmod qui officia deserunt mollit anim id est laborum.
28.01.17 / 22:14, Иван ИвановичОтветить -2
Lorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing sed do eiusmod tempboLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod temLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborpborrum.
28.01.17 / 22:14, Иван Иванович Ответить +5
В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней (валентной) оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.
Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической таблице Менделеева, в которой находится химический элемент (кроме побочных подгрупп).
| Это заготовка статьи по химии. Вы можете помочь проекту, дополнив её. |
Что такое wiki2.info Вики является главным информационным ресурсом в интернете. Она открыта для любого пользователя. Вики это библиотека, которая является общественной и многоязычной.
Основа этой страницы находится в Википедии. Текст доступен по лицензии CC BY-SA 3.0 Unported License.
Wikipedia® — зарегистрированный товарный знак организации Wikimedia Foundation, Inc. wiki2.info является независимой компанией и не аффилирована с Фондом Викимедиа (Wikimedia Foundation).
Строение атома
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 .
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.
Хотя два термина, валентность и валентные электроны, очень тесно связаны друг с другом, между ними есть тонкие различия. «Валентность» по своему литературному значению в химии связана с емк
Содержание:
- Главное отличие — валентность против валентных электронов
- Что такое валентность
- Что такое валентные электроны
- Разница между валентностью и валентными электронами
Главное отличие — валентность против валентных электронов
Хотя два термина, валентность и валентные электроны, очень тесно связаны друг с другом, между ними есть тонкие различия. «Валентность» по своему литературному значению в химии связана с емкостью. С химической точки зрения валентность элемента — это число связей, которые он может образовать. Валентные электроны — это электроны, которые могут участвовать в этой связи. Следовательно главное отличие между валентностью и валентными электронами является то, что валентность — это число связей, которые могут быть образованы атомом или элементом в то время как валентные электроны электроны, которые принимают участие в этом образовании связи.
Что такое валентность
Согласно определению IUPAC, валентность — это «максимальное количество одновалентных атомов (первоначально атомов водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом рассматриваемого элемента, или с фрагментом, или для которого атом этого элемента может быть замещен ». Важно отметить тот факт, что здесь рассматриваются однолистные атомы, так как они будут соединяться с одним электроном за раз. Однако, если для этой цели используется такой элемент, как кислород, который является двухвалентным атомом, валентность будет равна удвоенному количеству кислорода, который принимал участие в образовании связей.
Валентная диаграмма соединения будет показывать связь атомов в линиях, и это не обязательно будет представлять пару общих электронов. Это была концепция валентности, которая привела к современным теориям, связанным с химической связью, таким как; Теория валентных связей, структуры Льюиса, теория молекулярных орбиталей и теория отталкивания электронных пар валентных оболочек. Элементы основной группы обычно показывают одну валентность, тогда как переходные металлы славятся несколькими валентностями.
Теория валентной связи: две p-орбитали, образующие π-связь.
Что такое валентные электроны
Валентные электроны — это электроны, которые принимают участие в образовании связей. Они обычно расположены в самой внешней оболочке элементов основной группы и могут даже находиться в закрытых оболочках переходных металлов, поскольку они имеют несколько валентностей. Это также валентные электроны, которые определяют химические характеристики каждого элемента, и они сгруппированы под столбцами периодической таблицы на основе числа валентных электронов.
Атомы, которые имеют на один или два валентных электрона больше, чем требуется для формирования конфигурации электронов благородного газа (инертного), очень реактивны по сравнению с атомами, которые имеют больше валентных электронов во внешней оболочке. Например, если элемент должен отдавать свои электроны, чтобы достичь конфигурации электронов благородного газа, легче удалить один или два электрона, чем удалить больше электронов против ядерного притяжения. То же самое происходит, когда электроны необходимы для принятия конфигурации благородного газа. В этом случае легче принять немного электронов, чем много при сильных электроотрицательных воздействиях. Кроме того, поскольку валентные электроны находятся во внешней оболочке элемента, они способны поглощать фотоны энергии и возбуждаться до более высокого энергетического уровня, а также могут выделять энергию и снижаться до более низкого энергетического уровня. В случае окисления электроны, которые поглощают достаточное количество энергии, могут быть удалены из элемента из-за большого количества кинетической энергии.
Разница между валентностью и валентными электронами
Определение
Валентность атома / элемента — это количество связей, которые он может образовать вокруг себя.
Валентные электроны обычно находятся в самой внешней оболочке элемента и принимают участие в образовании химических связей.
теория
Валентность объясняет образование связей между атомами.
Валентные электроны больше связаны с элементным персонажем.
заявка
Валентность является только концепцией и не включает в себя электронные переходы.
Валентные электроны Принимайте активное участие в формировании связей и создании атомных ионов посредством своей химии переходов.
Влияние на элементы переходного металла
Переходные металлы могут иметь несколько валентности в зависимости от элемента.
Номер валентные электроны В переходном металле это выражается в точке рассмотрения, так как каждое состояние элемента будет иметь определенное количество валентных электронов.