Тема №7241 Электроотрицательность
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Электроотрицательность из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Электроотрицательность, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Электроотрицательность

Степень окисления и валентность химических элементов

♦ Степень окисления — это условный заряд атома, вычисленный из предположения, что все связи между атомами в соединении — ионные (т.е. все связывающие электронные пары полностью смещены к более электроотрицательному атому).

Правила для определения степеней окисления химических элементов

1)    Металлы в подавляющем большинстве сложных соединений имеют положительные степени окисления.

2)    Неметаллы могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления. В соединениях с водородом и металлами степени окисления неметаллов всегда отрицательные.

3)    Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в Периодической таблице Д. И. Менделеева.

4)    Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов обычно определяется числом электронов, которых атому не хватает до завершения внешнего электронного уровня, и поэтому равна: — (8 — номер группы, в которой находится элемент).

5)    Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными.

6)    Некоторые элементы во всех сложных соединениях имеют постоянную степень окисления, значение которой следует запомнить, руководствуясь положением элемента в Периодической таблице Д. И. Менделеева:

Элементы с постоянной степенью окисления

Степень окисления

Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

1

Все элементы II группы, кроме Hg: Be, Mg, Ca, Sc, Ba, Ra, Zn, Cd

+2

Алюминий Al

+3

Фтор F

-1

Водород и кислород в большинстве сложных соединений имеют постоянные степени окисления, но есть исключения:

Эле

мент

Ст. окисл. в большинстве соединений

Исключения

Н

+1

Гидриды активных металлов:

LiH, NaH, KH, CaH2 и др., в которых степень окисления водорода равна —1

О

-2

Пероксиды водорода и металлов: Н2О2, Na2O2, BaO2, в которых степень окисления кислорода равна —1Фторид кислорода ОF2, в котором степень окисления кислорода равна +2

7)    Все остальные элементы имеют в сложных соединениях переменные степени окисления.

8)    В молекулах простых веществ степень окисления элементов равна нулю.

9)    Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе — заряду иона.

♦ Валентность — способность атомов химического элемента образовывать определенное число ковалентных связей с другими атомами.

Валентные возможности атома определяются числом электронных орбиталей, которые могут принимать участие в образовании ковалентных химических связей и, таким образом, связаны с его электронным строением.

В образовании химических связей могут принимать участие неспаренные электроны, число которых может возрастать за счет распаривания электронов в пределах одного электронного уровня при переходе атома в возбужденное состояние. Например, в основном состоянии атом углерода имеет электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 2s22p2 и содержит два неспаренных р-электрона. Валентность атома углерода в невозбужденном состоянии равна двум:

2s    2p

В возбужденном состоянии происходит распаривание s-электронов, один из которых переходит на р-подуровень. Электронная конфигурация внешнего электронного уровня атома углерода в возбужденном состоянии 2s'2p3. В возбужденном состоянии число неспаренных атомов углерода возрастает до четырех, и углерод становится четырехвалентным:

Ш 11 it 11

2s    2p

Однако не все элементы II периода могут перейти в возбужденное состояние и тем самым увеличить валентность за счет распаривания электронов. К числу этих элементов относятся азот, кислород и фтор, у атомов которых на втором электронном уровне нет свободных орбиталей, на которые могли бы перейти распаренные электроны (d-орбитали у атомов элементов II периода отсутствуют).

В отличие от азота, кислорода и фтора у атомов элементов тех же соответствующих главных подгрупп — фосфора, серы и хлора — возможен переход атомов в возбужденное состояние. При этом электроны с s- и р-подуровня переходят на свободные орбитали d-подуровня. Вследствие этого фосфор, в отличие от азота, может быть пятивалентным, сера, в отличие от кислорода, — шестивалентной, а хлор, в отличие от фтора, — семивалентным.

Распаривание электронов в атоме фосфора при переходе в возбужденное состояние можно изобразить схемой:

P

 

 

 

 

 

 

P*

 

t

 

 

 

 

 

t

t

t

3d

 

t

t

t

3d

N

3p

->

t

3p

 

3s    3s

В возбужденном состоянии валентность фосфора за счет распаривания электронов равна V.

Процесс распаривания электронов в атоме серы при переходе в возбужденное состояние можно изобразить аналогичной схемой:

S

 

 

S*

 

t t

 

N t t

3d

t t t

3d +E

N

3p

 

n

3p

 

3s    3s

S*

 

t

t

t

 

 

 

t

t

t

3d

t

3p

 

3s

Таким образом, в возбужденном состоянии валентность серы за счет распаривания электронов может увеличиваться до IV и VI.

Если химический элемент способен к образованию ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму, то его валентность может превышать число неспаренных электронов. В этом случае валентность элемента определяется числом орбиталей, способных принимать участие в образовании ковалентных связей. К их числу относятся орбитали с неподеленными электронными парами (доноры электронов) и свободные орбитали (акцепторы электронов). Так, атом азота, имеющий неподеленную электронную пару, способен к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, вследствие чего его валентность может возрасти до максимального для азота значения — IV. При этом степень окисления азота в катионе аммония NHбудет иметь такое же значение, как и в аммиаке NH3, т. е. —3. Таким образом, валентность и степень окисления численно могут не совпадать.

Такое несовпадение валентности со степенью окисления характерно для органических соединений: углерод в органических соединениях всегда четырехвалентен, а степень окисления может принимать разные значения, включая дробные и ноль. Например, в молекуле формальдегида СН20 валентность углерода равна IV, а степень окисления — нулю.

Акцептором электронов могут быть, например, атомы бора В и алюминия Al, имеющие в возбужденном состоянии одну свободную р-орбиталь:

 

t

 

 

 

t

t

 

п

p

 

t

P

s    s

Например, при взаимодействии аммиака NH3 с фторидом азота (III) NF3 между атомами азота и бора возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму:

BF3 + :NH3 —> F3B - NF3

акцептор донор

Вследствие этого атомы бора и азота образуют по четыре ковалентные связи, и значение их валентности увеличивается до IV.

В молекуле оксида углерода (II) CO атомы связаны тремя ковалентными связями: две связи образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному. Кислород является донором электронов, а углерод, атом которого имеет свободную орбиталь, — акцептором: С = О. Валентность углерода и кислорода в СО равна III, при этом степень окисления углерода составляет +2, а кислорода 


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016) Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0

Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar