Определите валентные возможности атома азота с точки зрения

Азот — валентность 2,4, оксиды N2O5,N2O3 — кислотные
массовая доля= масса в-ва/масса раствора

металлы очень сильные восстановители?

переодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома.

2) Алканы, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение.

4)имеет целый отрицательный заряд

Читайте также

2. ПО электронной формуле атома 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 определите, какой это элемент, его положение в периодической системе хим элементов ( группа, период, подгруппа). К какому семейству (s, p, d) относится этот элемент ?
3. Запишите значения квантовых чисел для электронов 2s2 2p3 подуровня.
4. Какой из двух элементов обладает более выраженными неметаллическими свойствами S, Cl ? Дайте объяснение с точки зрения электронной теории строения атома
5.Дайте характеристику элемента Кремний на основе его положения в периодической системе Минделеева

водородного соединения и гидроксида.какими свойствами(основными,кислотными или амфотерными)они обладают?составьте его графическую формулу и определите валентные возможности атома этого химического элемента

е к какому электронному семейству относится каждый элемент?Объясните валентные возможности атомов азота и серы.

11 класс. Химия. Строение атома. Валентные возможности атомов химических элементов.

11 класс. Химия. Строение атома. Валентные возможности атомов химических элементов.

• Оглавление
• Занятия
• Обсуждение
• О курсе

Вопросы

Задай свой вопрос по этому материалу!

Поделись с друзьями

Комментарии преподавателя

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).

7N

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.

Валентные возможности атомов химических элементов

Понятие валентность происходит от латинского слова «valentia» и было известно еще в середине XIX века. Первое «пространное» упоминание валентности было еще в работах Дж. Дальтона, который утверждал, что все вещества состоят из атомов, соединенных между собой в определенных пропорциях. Затем, Франкланд ввел само понятие валентности, которое нашло дальнейшее развитие в трудах Кекуле, который говорил о взаимосвязи валентности и химической связи, А.М. Бутлерова, который в своей теории строения органических соединений связывал валентность с реакционной способностью того или иного химического соединения и Д.И. Менделеева (в Периодической системе химических элементов высшая валентность элемента определяется номером группы).

Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи между атомами в молекулах соединений.

Основное состояние атома (состояние с минимальной энергией) характеризуется электронной конфигурацией атома, которая соответствует положению элемента в Периодической системе. Возбужденное состояние – это новое энергетическое состояние атома, с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.

Графические электронные формулы

Электронные конфигурации электронов в атоме можно изобразить не только в виде электронных формул, но и с помощью электронно-графических формул (энергетических, квантовых ячеек). Каждая ячейка обозначает орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки (вверх или вниз) показывает спин электрона, свободная клетка – свободная орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении. Если в ячейке 2 электрона, такие электроны называются спаренными, если электрон 1 – неспаренный. Например:

₆C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбитали заполняют следующим образом: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами. Поскольку на 2p подуровне три орбитали с одинаковой энергией, то каждый из двух электронов занял по одной орбитали. Одна орбиталь осталась свободной.

Определение валентности элемента по электронно-графическим формулам

Валентность элемента можно определить по электронно-графическим формулам электронных конфигураций электронов в атоме. Рассмотрим два атома – азота и фосфора.

₇N 1s 2 2s 2 2p 3

Т.к. валентность элемента определяется числом неспаренных электронов, следовательно, валентность азота равна III. Поскольку у атома азота нет свободных орбиталей, для этого элемента невозможно возбужденное состояние. Однако III, не максимальная валентность азота, максимальная валентность азота V и определяется номером группы. Поэтому, следует запомнить, что с помощью электронно-графических формул не всегда можно определить высшую валентность, а также все валентности, характерные для этого элемента.

₁₅P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

В основном состоянии атом фосфора имеет 3 неспаренных электрона, следовательно, валентность фосфора равна III. Однако, в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали, поэтому электроны, находящиеся на 2s – подуровне способны распариваться и занимать вакантные орбитали d-подуровня, т.е. переходить в возбужденное состояние.

Теперь атом фосфора имеет 5 неспаренных электронов, следовательно для фосфора характерна и валентность, равная V.

Элементы, имеющие несколько значений валентности

Элементы IVA – VIIA групп могут иметь несколько значений валентности, причем, как правило, валентность изменяется ступенчато на 2 единицы. Такое явление обусловлено тем, что в образовании химической связи электроны участвуют попарно.

В отличие от элементов главных подгрупп, элементы В-подгрупп, в большинстве соединений не проявляют высшую валентность, равную номеру группы, например, медь и золото. В целом, переходные элементы проявляют большое разнообразие химических свойств, которое объясняется большим набором валентностей.

Рассмотрим электронно-графические формулы элементов и установим, в связи с чем элементы имеют разные валентности (рис.1).

Задания: определите валентные возможности атомов As и Cl в основном и возбужденном состояниях.

Ответы:

₃₃As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

Основное состояние. Валентность равна III.

Возбужденное состояние. Валентность равна V.

₁₇Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Основное состояние. Валентность равна I.

Возбужденное состояние 1. Валентность равна III.

Возбужденное состояние 2. Валентность равна IV.

Возбужденное состояние 3. Валентность равна VII.

Определите валентные возможности атома азота с точки зрения

Владельцы сайта

• Галина Пчёлкина

Обратная связь

Урок №7. Валентность. Валентные возможности и размеры атомов химических элементов.

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 азота равна III , т.к. азот образует три связи

Валентность азота равна IV , т.к. азот образует четыре связи

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

₇ N 1 s 2 2s 2 2p 3

У атома азота на внешнем втором уровне 1 s и 3 p орбитали, всего 4 орбитали, следовательно, максимально возможная валентность равна IV

У атома фосфора в основном (стационарном) состоянии валентность как и у азота равна IV

У атома фосфора, в отличие от азота есть свободные d – орбитали, поэтому для фосфора характерно возбуждённое состояние, когда 3 s 2 электроны распариваются и валентность принимает значение V

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 – , 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 С₂Н₆, С₂Н₄, С₂Н₂, этиленгликоле, феноле.
6. Определите валентность и степень окисления атомов в веществах с формулами N₂, NF₃, Н₂ О ₂, ОF₂, О_2, F₂, СО.

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

Валентные возможности атомов химических элементов

Данный урок посвящен повторению понятия «валентность» и изучению принципов определения валентных возможностей атомов химических элементов. В ходе изучения материала вы узнаете, сколько атомов других химических элементов может присоединить к себе конкретный атом, а также почему элементы проявляют разные значения валентности.

Валентные электроны и валентность

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. 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

Валентные возможности атомов

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).

₇N

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.

Список литературы

1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. – М.: ООО «ТИД «Русское слово – РС», 2008. (§ 9)
2. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учеб. для общеобраз. учрежд.: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2010. (§ 5)
3. Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10–11 классы. – М.: Просвещение, 2011.
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 8)

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

Домашнее задание

1. с. 30 №№ 2.41, 2.43 из Сборника задач и упражнений по химии для средней школы (Хомченко И.Д.), 2008.
2. Запишите электронные схемы строения атома хлора в основном и возбужденном состояниях.
3. Сколько валентных электронов в атоме: а) бериллия; б) кислорода; в) серы?

Если вы нашли ошибку или неработающую ссылку, пожалуйста, сообщите нам – сделайте свой вклад в развитие проекта.

Лекция 3. Валентные возможности атомов

Лекция 3. Валентные возможности атомов. Ковалентная химическая связь

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 имеют свои особенности: сильные и слабые стороны.

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

Чтобы не запутаться, сперва в два ряда «сложим» 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 — илиа в другой –

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

щелочные металлы и водород

6s 2 5d 1 4 f x

7s 2 6d 1 5 f x

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 – 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

Логично предполагать, что если атомы держатся вместе, значит, их 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 ( 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 .

(обобществление электронов, образование общей электронной пары)

(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

механизму атомы должны иметь неспаренные электроны

Примеры : водород 1 H 1s 1 ; кислород 8 O … 2s 2 2p 4 .

Определите валентные возможности атома азота с точки зрения

Единое национальное тестирование

История Казахстана

Онлайн тесты и шпаргалки по истории Казахстана

Всемирная история

Онлайн тесты и шпаргалки по Всемирной истории.

Математика

Онлайн тесты и шпаргалки по математике.

Онлайн тесты и шпаргалки по химии.

Онлайн тесты и шпаргалки по физике.

Онлайн тесты и шпаргалки по биологии.

Онлайн тесты и шпаргалки по географии.

Русский язык

Онлайн тесты и шпаргалки по русскому языку.

Готовые работы

ДИПЛОМНЫЕ РАБОТЫ

Многое уже позади и теперь ты — выпускник, если, конечно, вовремя напишешь дипломную работу. Но жизнь — такая штука, что только сейчас тебе становится понятно, что, перестав быть студентом, ты потеряешь все студенческие радости, многие из которых, ты так и не попробовал, всё откладывая и откладывая на потом. И теперь, вместо того, чтобы навёрстывать упущенное, ты корпишь над дипломной работой? Есть отличный выход: скачать нужную тебе дипломную работу с нашего сайта — и у тебя мигом появится масса свободного времени!
Дипломные работы успешно защищены в ведущих Университетах РК.
Стоимость работы от 20 000 тенге

КУРСОВЫЕ РАБОТЫ

Курсовой проект — это первая серьезная практическая работа. Именно с написания курсовой начинается подготовка к разработке дипломных проектов. Если студент научиться правильно излагать содержание темы в курсовом проекте и грамотно его оформлять, то в последующем у него не возникнет проблем ни с написанием отчетов, ни с составлением дипломных работ, ни с выполнением других практических заданий. Чтобы оказать помощь студентам в написании этого типа студенческой работы и разъяснить возникающие по ходу ее составления вопросы, собственно говоря, и был создан данный информационный раздел.
Стоимость работы от 2 500 тенге

МАГИСТЕРСКИЕ ДИССЕРТАЦИИ

В настоящее время в высших учебных заведениях Казахстана и стран СНГ очень распространена ступень высшего профессионального образования, которая следует после бакалавриата — магистратура. В магистратуре обучаются с целью получения диплома магистра, признаваемого в большинстве стран мира больше, чем диплом бакалавра, а также признаётся зарубежными работодателями. Итогом обучения в магистратуре является защита магистерской диссертации.
Мы предоставим Вам актуальный аналитический и текстовый материал, в стоимость включены 2 научные статьи и автореферат.
Стоимость работы от 35 000 тенге

ОТЧЕТЫ ПО ПРАКТИКЕ

После прохождения любого типа студенческой практики (учебной, производственной, преддипломной) требуется составить отчёт. Этот документ будет подтверждением практической работы студента и основой формирования оценки за практику. Обычно, чтобы составить отчёт по практике, требуется собрать и проанализировать информацию о предприятии, рассмотреть структуру и распорядок работы организации, в которой проходится практика, составить календарный план и описать свою практическую деятельность.
Мы поможет написать отчёт о прохождении практики с учетом специфики деятельности конкретного предприятия.

Сравнительная характеристика атомов элементов подгруппы азота

Задача 878.
Дать сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота, указав: а) электронные конфигурации; б) валентные возможности; в) наиболее характерные степени окисленности.
Решение:
а) Атомы элементов подгруппы азота имеют совпадающие по строению валентные подуровни (ns 2 np 3 ) различные электронные остовы и вакантные подуровни. Два электрона валентных s-подуровней спарены, три электрона p-подуровней заселяют орбитали этих подуровней по одному. Электронная структура азота выделяется отсутствием вакантных подуровней, энергетически близких к наполовину заполненному 2р-подуровню. У фосфора есть один вакантный 3d-подуровень, а мышьяк, сурьма и висмут имеют несколько вакантных подуровней, близко расположенных к валентным.

б) Атом азота имеет два валентных 2s-электрона и три 2р-электрона, поэтому может проявлять степени окисления от -3 до +5 (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5). Фосфор, мышьяк, сурьма и висмут имеют одинаковую конфигурацию валентного уровня с атомом азота, но в возбуждённом состоянии их электрон с s-подуровня может занимать вакантную d-орбиталь [ns 1 hp 3 (n-1)d 1 ]. Поэтому для этих элементов наиболее характерными степенями окисления являются -3, +3 (атомы находятся в стационарном состоянии) и +5 (атомы находятся в возбуждённом состоянии), исключением является фосфор, который может иметь степень окисления +1.

в) Имея три неспаренных р-электрона атомы элементов подгруппы азота в своём основном состоянии проявляют ковалентность равную 3, а в возбуждённом состоянии, кроме атома азота, ковалентность равную 5.

Задача 879.
Описать электронное строение NH3, NH₄ + , N₂O, HNO₃. Какова степень окисленности азота в каждом из этих соединений?
Решение:
а) Электронная конфигурация валентного слоя атома азота 1s 2 2s 2 2p 3 . Электронное строение его валентного слоя в стационарном состоянии может быть представлено следующей графической схемой:

Три неспаренных электрона атома могут участвовать в образовании трёх ковалентных связей по обычному механизму с атомами водорода (1s 1 ), имеющими по одному неспаренному электрону, с образованием молекулы NH3. Электронная формула аммиака имеет вид:

В молекуле аммиака азот имеет свободную электронную пару. Степень окисления азота -3.

б) Связывающая электронная пара атома азота способна с ионом водорода, имеющим свободную атомную орбиталь , образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Так образуется катион аммония NH4+ из молекулы аммиака и иона водорода:

В результате образования донорно-акцепторной связи несвязывающая электронная пара атома азота становится связывающей, образуется четыре связи между одним атомом азота и четырьмя атомами водорода:

Все четыре связи равнозначны и по длине, и по энергии. Степень окисления азота +4.

в) Молекула N₂O имеет электронное строение, которое рассматривается как резонансный гибрид двух асимметричных форм, обладающих линейной структурой:

Центральный атом азота имеет две sр-гибридные орбитали. Молекула N₂О обладает небольшим дипольным моментом, поэтому оксид диазота умеренно растворим в воде. Степень окисления азота +1.

г) Молекула HNO3 с позиций метода валентных связей имеет следующее строение:

В молекуле HNO₃ атом азота с одним атомом кислорода образует двойную связь за счет двух неспаренными электронов азота и кислорода, со вторым атомом кислорода азот образует одну связь за счет третьего неспаренного электрона азота и одного неспаренного электрона атома кислорода, а с третьим атомом кислорода азот образует связь за счет неподеленной электронной пары и свободной р-ячейки атома кислорода, образованной в результате объединения двух неспаренных электронов. Второй атом кислорода образует связь с атомом водорода за счет оставшегося неспаренного электрона и свободного электрона атома водорода. Однако современные методы исследования показали, что строение кислоты таково:

Отсюда видно, что молекула азотной кислоты имеет делокализованные связи. Степень окисления азота +5.

Определите валентные возможности атома азота с точки зрения

Гипермаркет знаний>>Химия>>Химия 10 класс>> Химия: Валентные возможности атомов химических элементов

Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому 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 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 предвнешнего слоев.

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 (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). 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 не-спаренных электрона на р-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние один из пары электронов d-подуровня может переходить на свободную орбиталь d-подуровня. Валентность фосфора при этом изменяется с трех (в основном состоянии) до пяти (в возбужденном состоянии).

Разъединение спаренных электронов требует затрат энергии, так как спаривание электронов сопровождается понижением потенциальной энергии атомов. 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 2р 2 в возбужденное — 2s 1 2р 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-ак-цепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием свободных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донор-но-акцепторному механизму. Вспомните образование иона аммония NH4+. (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.)

Сделаем общий вывод.

Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.

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 NH4+.
5. Определите валентность и степень окисления атомов углерода в веществах с формулами С2Н6, С2Н4, С2Н2.
6. Определите валентность и степень окисления атомов в веществах с формулами N2, NF3, Н202, ОF2, 02F2.
7. Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.

_{акселеративные методы по химии 11 класса, дискуссионные вопросы по химии, приколы и анекдоты к урокам}

Если у вас есть исправления или предложения к данному уроку, напишите нам.

Если вы хотите увидеть другие корректировки и пожелания к урокам, смотрите здесь — Образовательный форум.

«Валентность, валентные возможности атомов»