Все известные химические элементы можно разделить на металлы и неметаллы.
Металлы — элементы, атомы которых способны отдавать электроны.
Неметаллы — элементы, атомы которых могут принимать электроны.
При взаимодействии металла с неметаллом атом первого теряет электроны, а атом второго их присоединяет.
А что происходит, если взаимодействуют атомы двух неметаллов?
Сравним атомы серы и кислорода:
O8+8)2)6;
S16+16)2)8)6.
Радиус атома серы больше, валентные электроны слабее связаны с ядром. При образовании связи произойдёт сдвиг электронов от серы к кислороду.
Сравним атомы углерода и кислорода:
C6+6)2)4;
O8+8)2)6.
Заряд ядра атома кислорода больше, и притягивать к себе электроны он будет сильнее.
Значит, атомы разных неметаллов притягивают к себе электроны неодинаково.
Способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях называется электроотрицательностью (ЭО).
Так как общие электронные пары образуются валентными электронами, то можно сказать, что электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе валентные электроны от других атомов.
Обрати внимание!
Чем больше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.
Шкала относительной электроотрицательности Полинга
Абсолютные значения ЭО — неудобные для работы числа. Поэтому обычно используют относительную электроотрицательность по шкале Полинга. За единицу в ней принята ЭО лития.
По шкале Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным — франций. ЭО франция равна (0,7), а ЭО фтора — (4). ЭО остальных элементов изменяются в пределах от (0,7) до (4).
Как правило, неметаллы имеют ЭО больше двух. У металлов значение ЭО меньше двух. Некоторые элементы (B,Si,Ge,As,Te) со значениями электроотрицательности, близкими к (2), способны проявлять промежуточные свойства.
Элементы с высокой и низкой электроотрицательностью считаются активными. С высокой — активные неметаллы, с низкой — активные металлы. У первых ЭО близка к (3)–(4), у вторых — к (1).
Изменение электроотрицательности в Периодической системе
С увеличением порядкового номера элементов ЭО изменяется периодически.
В периоде она растёт слева направо при накоплении электронов на внешнем слое.
В группе она убывает сверху вниз при увеличении числа электронных слоёв и увеличении атомных радиусов.
Наибольшей ЭО в каждом периоде обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами — атомы галогенов (инертные газы соединений не образуют).
Наименьшая ЭО в периоде у самого большого атома с одним внешним электроном — атома щелочного металла.
Обрати внимание!
Значения электроотрицательности элементов позволяют определить:
— заряды атомов в соединении;
— сдвиг электронов при образовании химической связи.
Установим, как происходит сдвиг электронов при взаимодействии атомов хлора и серы, cеры и кислорода.
Пример:
хлор и сера расположены в третьем периоде. Электроотрицательность по периоду возрастает слева направо. ЭО хлора больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к хлору. Заряд атома серы будет положительным, а хлора — отрицательным:
Проверим вывод по шкале Полинга. Электроотрицательность хлора равна (3), а электроотрицательность серы — (2,5). Хлор более электроотрицательный.
Пример:
кислород и сера расположены в шестой А группе. Электроотрицательность по группе сверху вниз уменьшается. ЭО кислорода больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к кислороду. Атом серы имеет положительный заряд, а кислорода — отрицательный:
По шкале Полинга электроотрицательность кислорода равна (3,5), а электроотрицательность серы — (2,5). Более электроотрицательный — кислород.
При сравнении ЭО элементов часто используют ряд электроотрицательности, расположив элементы в порядке убывания её значения:
.
Электpоoтрицательность
(c) — способность атома удерживать внешние
(, типа атомных орбиталей и характера
их гибридизации. валентные) электроны.
Она определяется степенью притяжения
этих электронов к положительно заряженному
ядру.
Это свойство
проявляется в химических связях как
смещение
электронов связи в сторону более
электроотрицательного атома.
Электpоотрицательность
атомов, участвующих в образовании
химической связи, — один из главных
факторов, который определяет не только
ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым
влияет на характер взаимодействия между
атомами при протекании химической
реакции.
В шкале
относительных электроотрицательностей
элементов Л.Полинга
(рассчитанных на основании зависимости
энергий связей от различий в
электроотрицательностях Dc связываемых
атомов) металлы и элементы-органогены
располагаются в следующий ряд:
Электроотрицательность
не является абсолютной константой
элемента. Она зависит от эффективного
заряда ядра атома, который может
изменяться под влиянием соседних атомов
или групп атомов
|
Элемент |
K |
Na |
Li |
Mg |
H |
S |
C |
J |
Br |
Cl |
N |
O |
F |
|
χ |
0.8 |
0.9 |
1.0 |
1.2 |
2.1 |
2.5 |
2.5 |
2.5 |
2.8 |
3.0 |
3.0 |
3.5 |
4.0 |
Электроотрицательность
элементов возрастает по периоду и
несколько убывает в группах с возрастанием
номера периода у элементов I,
II,
V,
VI
и VII
главных подгрупп, III,
IV
и V
– побочных подгрупп, имеет сложную
зависимость у элементов III
главной подгруппы (минимум ЭО у Al),
возрастает с увеличением номера периода
у элементов VII-VIII
побочных подгрупп. Наименьшие значения
ЭО имеют s-элементы
I
подгруппы, наибольшие – p-элементы
VII
и VI
групп.
Примеры электронной
формулы р-элементов
Алюминий
Аl
1s2
2s2
2p6
3s2
3p1
Азот N 1s2
2s2
2p3
.
3(63) Что такое гибридизация? рассмотреть типы гидридизации на примере молекул с2н6; с2н4; с2н2? Изобразите их электронное строение.
s-Орбиталь
имеет сферическую форму, а р-орбиталь
— форму объемной восьмерки, определенным
образом ориентированной в пространстве.
При возбуждении
атома углерода один из двух электронов
2s-подуровня
переходит на свободную орбиталь
2p-подуровня.
Это возможно в связи с небольшой разницей
в энергии 2s—
и 2p-подуровней.
Такой атом углерода в возбужденном
состоянии имеет уже четыре неспаренных
электрона: один на 2s—
и три на 2p-орбиталях.
Для обоснования
равноценности четырех валентностей
атома углерода используется описание
его электронной структуры с привлечением
понятия гибридизации. Такое описание
базируется на представлении о том, что
после смешения орбиталей происходит
образование новых, гибридных орбиталей,
равноценных по энергии. При этом
гибридизацию следует понимать как
математическую, квантово-механическую
модель, а не как некий физический процесс.
Для атома углерода
возможны три типа гибридизации (три
валентных
состояния).
sр3-Гибридизация
— смешение одной 2s—
и трех 2р-орбиталей.
Все четыре гибридные орбитали строго
ориентированы в пространстве под углом
109°28′ друг к другу, создавая утолщенными
«лепестками» геометрическую фигуру
— тетраэдр (рис. 2). Поэтому sp3-гибридизованный
атом углерода часто называют
«тетраэдрическим». Состояние
углеродного атома с sp3-гибридными
орбиталями (первое валентное состояние)
характерно для предельных углеводородов
— алканов.
sр2-Гибридизация
— смешение одной 2s и двух 2р-орбиталей
не гибридизована и перпендикулярна
плоскости, в которой расположены три
sp2-гибридные
орбитали. Состояние атома углерода с
sp2-гибридными
орбиталями (второе валентное состояние)
характерно для непредельных углеводородов
ряда этилена — алкенов.
sр-Гибридизация
— смешение одной 2s- и одной 2р-орбитали.
Две гибридные орбитали расположены на
одной прямой линии под углом 180° друг к
другу Остальные две негибридизованные
2р-орбитали расположены во взаимно
перпендикулярных плоскостях. Состояние
атома углерода с sp-гибридными орбиталями
(третье валентное состояние) характерно
для непредельных углеводородов
ацетиленового ряда — алкинов.
Связь между типом
гибридизации орбиталей и характером
углеродных атомов показана в таблице
1.
|
Состояние |
Орбитали |
Валентное |
Тип |
|||
|
Возбужденное, |
2s |
2px |
2py |
2pz |
— |
— |
|
Возбужденное, |
2sp3 |
2sp3 |
2sp3 |
2sp3 |
I |
(sp3) |
|
Возбужденное, |
2sp2 |
2sp2 |
2sp2 |
2p |
II |
(sp2) |
|
Возбужденное, |
2sp |
2sp |
2p |
2p |
II |
(sp2) |
В молекулеэтана,
например, имеется семь σ-связей
расположенных
друг относительно друга под углом
109°28′. Атомыуглероданаходятся в первом валентном состоянии
(sр3-гибридизация).
В молекулеэтилена,
как это установлено с помощью физических
методов исследования, пять σ-связей
расположены друг относительно друга
под углом 120° и находятся в одной
плоскости:
Однако при таком
расположении связей в этиленеу каждогоатомауглеродаостается по одному неспаренномуэлектрону.
Они уже не могут образовать междуатомамиуглеродавторую σ-связь, так как это сопровождалось
бы нарушениемпринципа
Паули. Поэтому такие неспаренныеэлектроныатомовуглеродаобразуют качественно иную связь.
Перекрывание двух электронных облаков
происходит так, что восьмерки этих
облаков перпендикулярны плоскости, в
которой расположены все шестьатомовмолекулыэтиленаТакая связь называется π-связью, аэлектроны,
ее образующие, — π-электронами. Так как
предполагается, что σ-связи вмолекулеэтиленаобразуются с участием гибридизованныхэлектронов,
а π-связь — с участием «чистых»
р-электронов (т. е. из четырехэлектроновкаждого углеродногоатомагибридизованы один s-электрон и только
два из трех р-электронов), тогибридизацияэлектроновуглеродногоатомавмолекулеэтиленаобозначается как sp2-гибридизация.
В молекуле
этилена
мы встречаемся с атомами
углерода
во втором валентном состоянии.
В молекулеацетиленауглероднаходится в третьем валентном состоянии.
В этоймолекулевсе четыреатомарасположены на одной прямой и углы между
σ-связями составляют 180° (sp-гибридизация).
Электронные облака двух π-связей
расположены вдоль пересекающихся
взаимно-перпендикулярных плоскостей
Таким образом, согласно изложенным выше
наглядным представлениям, две
углерод-углеродные связи вмолекулеэтиленаи три — вмолекулеацетиленапо своему электронному строению не
одинаковы. Досихпор, однако, не известно никаких химических
или физических экспериментальных
фактов, которые могли бы подтвердить
это различие. Тот факт, что углеродныеатомы,
связанныедвойными
связями, способны легко присоединять
только дваатомаводорода,
галоида и т. п., так что одна из
углерод-углеродных связей сохраняется,
легко согласуется также и с предположением,
что обе углерод-углеродные связи
одинаковы. В самом деле, если по одной
из таких одинаковых углерод-углеродных
связей присоединяются, например, дваатомаводорода,
то в результате этого характер второй
оставшейся углерод-углеродной связи
может изменитьсяиона,
отличаясь от двух имевшихсякратных
связейв исходном соединении, может
быть прочнее, чем каждая из них. На основе
такого предположения можно объяснить,
почемудвойная
связьлегко присоединяет только два,
а тройная — только четыре эквивалента.
Неравноценность
связей могла бы быть установлена
физическими методами исследования, из
которых важное значение имеет, например,
определение энергии связей С—С, С=С и
С≡С Значения энергии этих связей
составляют соответственно 79,3; 140,5; 196,7
ккал/моль
4.(93)Найдите
энтропию, энтальпию и энергию Гиббса
при стандартных условиях следующей
реакции: СО2(г)→СО(г)
+ ½ О2(г)
и
определите возможность или невозможность
ее протекания при тех же условиях.
Решение:
В основе
термохимических расчетов лежит закон
Гесса (1840
г.): тепловой
эффект реакции зависит только от природы
и физического состояния исходных веществ
и конечных продуктов, но не зависит от
пути перехода.
В термохимических
расчетах применяют чаще следствие
из закона Гесса:
тепловой эффект реакции (ΔHх.р)
равен сумме энтальпий образования
ΔHобр
продуктов реакции за вычетом суммы
энтальпий образования исходных веществ
с учетом стехиометрических коэффициентов:
СО2(г)
→СО(г)
+ ½ О2(г
Исходя из табличных
значениях ΔН0
при стандартных условиях:
ΔН(СО2(г))=-393,51
кДж/моль
ΔН(СО(г))=
-110,53- (кДж/моль
ΔН(О2(г))=
0
ΔН(х.р.)
= -110,53-(-393,51)=282,98 кДж/моль
Энтропия является
функцией состояния, т.е. ее изменение
(ΔS)
зависит только от начального (S1)
и конечного (S2)состояния
и не зависит от пути процесса:
S((СО(г))=
197,55*10-3кДж/мольК
S((СО2(г))=213,66*10-3кДж/мольК
S((О2(г))=205,04*10-3кДж/мольК
ΔS=(197,55*10-3+205,04*10-3)-
213,66*10-3=188,93*10-3кДж/мольК
Энергию Гиббса
ΔG,
можно найти из соотношения:
ΔG
= ΔH
– TΔS.
ΔG=282,985-298*188,93*10-3=285,985-56,3=226,68>0
ΔG>0, следовательно
при стандартных условиях реакция
невозможна.
5(123) Во сколько раз
следует увеличить давление, чтобы
скорость реакции 2NО +О2→
2NО2
возросла в 1000раз?
Решение
Зависимость
скорости реакции от концентраций
определяется законом
действия масс:
при
постоянной температуре скорость
химической реакции
прямо
пропорциональна произведению молярных
концентраций реагирующих веществ.
V =К [NО]2[О2]
Увеличение давления
означает уменьщение объема газовой
смеси, а следовательно увеличение
концентрации реагирующих веществ
Обозначим скорость
реакции до изменения концентраций V1,
а после изменения концентраций V2
обозначим концетрации
веществчерез а и b:
тогда до увеличения
давления –V1
=k*а2b
после увеличения
давления V2
=k*(ах)2bх=
k*а2bх3
Из условия задачи
V2/V1=1000,
находим х:
k*а2bх3/
k*а2b=1000
х3=1000,
т.е х=10
Давление следует
увеличить в 10 раз.
Соседние файлы в папке контрольная работа
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.
Электроотрицательность
Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления
Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
Элементы, проявляющие постоянную СО |
Значение постоянной СО этого элемента |
| Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr |
+1 |
| Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd |
+2 |
| Алюминий Al | +3 |
| Фтор F | -1 |
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
Химический элемент |
Номер группы |
Высшая степень окисления |
| Кислород | VI | +2 (в OF2) |
| Фтор | VII | 0 |
| Медь | I | +2 |
| Железо | VIII | +6 (например K2FeO4) |
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = №группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях
Пример 1
Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x:
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH4+ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH4+ , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH4+ и анионами Cr2O72-.
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y:
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.
Валентность
Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
1) неспаренных электронов 
2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней 
3) пустых электронных орбиталей валентного уровня 
Валентные возможности атома водорода
Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Валентные возможности атома углерода
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:
1) Для углерода возможны валентности II, III, IV
2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму
Валентные возможности атома азота
Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.
em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:
1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV
2) Валентности V у азота не бывает!
3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4+, азотная кислота и д.р).
Валентные возможности фосфора
Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:
Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.
Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d-подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.
В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s-орбитали:
Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.
Валентные возможности атома кислорода
Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:
Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).
Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d-подуровня, распаривание электронов s и p-орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.
Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.
Валентные возможности атома серы
Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:
У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H2S.
Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d-подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p-подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:
В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO2, SF4, SOCl2 и т.д.
При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s-подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:
В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO3, H2SO4, SO2Cl2 и т.д.
Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.