Валентные возможности атома азота с точки зрения электронного строения

Азот — валентность 2,4, оксиды N2O5,N2O3 — кислотные

массовая доля= масса в-ва/масса раствора

Если ответ по предмету Химия отсутствует или он оказался неправильным, то попробуй воспользоваться поиском других ответов во всей базе сайта.

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 атома азота с точки зрения электронного строения

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.

определите валентные возможности атома азота с точки зрения электронного строения.составте формулы оксидов укажите их характер

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

Другие вопросы из категории

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.

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.

Строение атома азота

Общие сведения о строении атома азота

Порядковый номер равен 7. Заряд ядра равен +7. Атомный вес – 14,007а.е.м. В природе встречаются два изотопа азота: 14 N — 99,635 % и 15 N — 0,365 % (в скобках указано их процентное соотношение).

Электронное строение атома азота

Атом азота имеет две оболочки, как и все элементы, расположенные во втором периоде. Номер группы –V – свидетельствует о том, что на внешнем электронном уровне атома азота находится 5 валентных электронов.

Рис. 1. Схематичное строение атома азота.

Электронная конфигурация основного состояния записывается следующим образом:

Азот – элемент p-семейства. Энергетическая диаграмма для валентных электронов в невозбужденном состоянии выглядит следующим образом:

Возбужденного состояния нет. По числу неспаренных электронов можно сказать, что азот в соединениях проявляет валентность III. Однако, валентность так же определяется по номеру группы (V), следовательно, азот может проявлять две валентности – III и V.

Рис. 2. Пространственное изображение строения атома азота.

Примеры решения задач

а) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;

б) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 ;

г) [Х ]4f 14 5d 2 6s 2 .

Ответ Чтобы определить порядковый номер химического элемента по его электронной конфигурации, записанной в форме а) и б), нужно сложить все электроны. Если же конфигурация записана, как в случае в) или г), надо прибавить к порядковому номеру элемента, указанного в квадратных скобках число электронов, «привязанных» к орбиталям.

а) всего 15 электронов, значит это фосфор;

б) всего 22 электрона, значит это титан;

в) всего 25 электронов, значит это марганец;

г) всего 72 электрона, значит это гафний.

Ответ а) 7 N 1s 2 2s 2 2p 3

8 O 1s 2 2s 2 2p 4

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6

18 Ar 1s 2 2s 2 2p 5 3s 2 2p 6

в) 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

Валентные возможности атома азота с точки зрения электронного строения

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.

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

5. Химическая связь

В результате изучения данной темы вы узнаете:

• Почему молекула воды полярная, углекислого газа – нет.
• Какова максимальная валентность азота в соединениях.
• Почему вода имеет аномально высокие температуры плавления и кипения.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

• Определять характер химической связи (ковалентная полярная и неполярная, ионная, водородная, металлическая) в различных соединениях.
• Определять геометрическую форму молекул на основе анализа их электронного строения с привлечением представлений о гибридизации атомных орбиталей.
• Прогнозировать свойства веществ на основе сведений о природе химической связи и типах кристаллических решеток.

Учебные вопросы:

5.1. Ковалентная связь

Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т.е. являются незавершенными. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов.

Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за счет электронных пар, принадлежащих одновременно этим двум атомам.

Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно – акцепторный.

5.1.1. Обменный механизм образования ковалентной связи

Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков электронов, принадлежащих различным атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание 1s электронных орбиталей. В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. При этом химическая связь образуется электронами, имеющими антипараллельные спины, рис. 5.1.

Рис. 5.1. Образование молекулы водорода из двух атомов Н

5.1.2. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи

При донорно – акцепторном механизме образования ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом (донор) предоставляет свою электронную пару, а другой атом (акцептор) участвует в образовании связи своей свободной орбиталью. Примером реализации донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH₄ + при взаимодействии аммиака NH₃ с катионом водорода H + .

В молекуле NH₃ три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH₄ + , рис. 5.2.

Рис. 5.2. Возникновение донорно-акцепторной связи при образовании иона аммония

Необходимо отметить, что существующие в ионе NH₄ + четыре ковалентных связи N – H равноценны. В ионе аммония невозможно выделить связь, образованную по донорно-акцепторному механизму.

5.1.3. Полярная и неполярная ковалентная связь

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Примером молекул с неполярной ковалентной связью являются Н₂, Cl₂, О₂, N₂ и др.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Этот тип связи реализуется в молекулах, образованных различными атомами. Ковалентная полярная связь имеет место в молекулах HCl, HBr, CO, NO и др. Например, образование полярной ковалентной связи в молекуле HCl можно представить схемой, рис. 5.3:

Рис. 5.3. Образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1

В рассматриваемой молекуле электронная пара смещена к атому хлора, поскольку его электроотрицательность (2,83) больше, чем электроотрицательность атома водорода (2,1).

5.1.4. Дипольный момент и строение молекул

Мерой полярности связи является ее дипольный момент μ :

μ = е l,

где е – заряд электрона, l – расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов.

Дипольный момент – это векторная величина. Понятия «дипольный момент связи» и «дипольный момент молекулы» совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Таким образом, дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее строения.

В линейной молекуле СО₂, например, каждая из связей С–О полярна. Однако молекула СО₂ в целом неполярна, так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга (рис. 5.4). Дипольный момент молекулы углекислого газа m = 0.

В угловой молекуле Н₂О полярные связи Н–О расположены под углом 104,5 o . Векторная сумма дипольных моментов двух связей Н–О выражается диагональю параллелограмма (рис. 5.4). В результате дипольный момент молекулы воды m не равен нулю.

Рис. 5.4. Дипольные моменты молекул СО₂ и Н₂О

5.1.5. Валентность элементов в соединениях с ковалентной связью

Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое атомы галогенов в молекулах F₂, НCl, PBr₃ и CCl₄ одновалентны. Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем слое, поэтому в таких соединениях как O₂, Н₂О, Н₂S и SCl₂ они двухвалентны.

Поскольку помимо обычных ковалентных связей в молекулах может образовываться связь по донорно-акцепторному механизму, валентность атомов зависит также от наличия у них неподеленных электронных пар и свободных электронных орбиталей. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью которых данный атом соединен с другими атомами.

Максимальная валентность элементов как правило не может превышать номер группы, в которой они находятся. Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых в соединениях больше единицы. К валентным относятся прежде всего электроны внешних слоев, однако для элементов побочных подгрупп в образовании химической связи принимают участие и электроны предпоследних (предвнешних) слоев.

5.1.6. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях

Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Электронная конфигурация атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т.е. литий одновалентен. Необходима очень большая затрата энергии, связанная с переходом 1s-электрона на 2р-орбиталь, чтобы получить трехвалентный литий. Эта затрата энергии настолько велика, что не компенсируется энергией, которая выделится при образовании химических связей. В связи с этим не существует соединений трехвалентного лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя элементов подгруппы бериллия ns 2 . Это означает, что на внешнем электронном слое у этих элементов на орбитали ns ячейке находится два электрона с противоположными спинами. Элементы подгруппы бериллия не содержат неспаренных электронов, поэтому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. В возбужденном состоянии электронная конфигурация элементов подгруппы бериллия ns 1 nр 1 , т.е. элементы образуют соединения, в которых они двухвалентны.

Валентные возможности атома бора

Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бора в основном состоянии содержит один неспаренный электрон (рис. 5.5), т.е. он одновалентен. Однако для бора не характерно образование соединений в которых он одновалентен. При возбуждении атома бора происходит переход одного 2s-электрона на 2р-орбиталь (рис. 5.5). Атом бора в возбужденном состоянии имеет 3 неспаренных электрона и может образовывать соединения, в которых его валентность равна трем.

Рис. 5.5. Валентные состояния атома бора в нормальном и возбужденном состояниях

Энергия, затраченная на переход атома в возбужденное состояние в пределах одного энергетического уровня, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей.

Благодаря наличию в атоме бора одной свободной 2р-орбитали, бор в соединениях может образовывать четвертую ковалентную связь, выступая в роли акцептора электронной пары. На рис.5.6 показано как происходит взаимодействие молекулы BF с ионом F – , в результате которого образуется ион [BF4] – , в котором бор образует четыре ковалентных связи.

Рис. 5.6. Донорно-акцепторный механизм образования четвертой ковалентной связи у атома бора

Валентные возможности атома азота

Рассмотрим электронное строение атома азота (рис. 5.7).

Рис. 5.7. Распределение электронов на орбиталях атома азота

Из представленной схемы видно, что азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи и его валентность равна трем. Переход атома азота в возбужденное состояние невозможен, поскольку второй энергетический уровень не содержит d–орбиталей. Вместе с тем атом азота может предоставить неподеленную электронную пару внешних электронов 2s 2 атому, имеющему свободную орбиталь (акцептору). В результате возникает четвертая химическая связь атома азота, как это имеет место, например, в ионе аммония (рис. 5.2). Таким образом, максимальная ковалентность (число образованных ковалентных связей) атома азота равна четырем. В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным.

Валентные возможности атомов фосфора, серы и галогенов

В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора (рис. 5.8), у него на внешнем электронном слое оказываются 5 неспаренных электронов. В результате в соединениях атом фосфора может быть не только трех-, но и пятивалентным.

Рис. 5.8. Распределение валентных электронов на орбиталях для атома фосфора, находящегося в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии сера помимо валентности, равной двум, проявляет также валентность, равную четырем и шести. При этом последовательно происходит распаривание 3р и 3s-электронов (рис. 5.9).

Рис. 5.9. Валентные возможности атома серы в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии для всех элементов главной подгруппы V группы, кроме фтора, возможно последовательное распаривание сначала р-, а затем и s-электронных пар. В результате эти элементы становятся трех-, пяти- и семивалентными (рис. 5.10).

Рис. 5.10. Валентные возможности атомов хлора, брома и иода в возбужденном состоянии

5.1.7. Длина, энергия и направленность ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия и направленность.

Длина ковалентной связи

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, образующими эту связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А₂ и В₂:

.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов длина химической связи возрастает, поскольку в этом направлении увеличивается радиусы атомов (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее длина уменьшается.

Валентные возможности атома азота с точки зрения электронного строения

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.

Строение атома азота

Азот – седьмой элемент периодической таблицы, расположенный в пятой группе и втором периоде. Относительная атомная масса равна 14. В природных условиях встречаются два изотопа азота – 14 N и 15 N.

Рис. 1. Азот в таблице Менделеева.

Азот состоит из ядра с зарядом +7 и семи электронов, распределённых по двум энергетическим уровням. Нахождение элемента в пятой группе указывает на количество электронов на внешнем уровне и высшую валентность. В невозбуждённом состоянии на внешнем энергетическом уровне находится три электрона, поэтому азот может проявлять две валентности – III и V.

Запись электронного строения атома азота – 1s 2 2s 2 2p 3 или +7 N)₂)₅.

Физические свойства

Азот – двухатомный (N₂) газ без запаха и вкуса, плохо растворимый в воде. Азот может находиться в газообразном, жидком и твёрдом состояниях. В сжиженной форме азот имеет температуру кипения -196°С. При -209,86°C азот становится твёрдым. Под влиянием разных температур кристаллическая решётка твёрдого азота может изменяться, создавая модификации элемента.

Рис. 2. Жидкий и твёрдый азот.

Химические свойства

Атомы азота соединены тройной связью (N ≡ N), что обеспечивает максимальную прочность. Даже при нагревании азота до 3000°C наблюдается незначительное разложение молекул (до 0,1 % от взятого количества газа). Именно поэтому азот – химически малоактивный элемент. В соединениях при нагревании азот легко расстаётся с другими элементами.

Основные химические свойства азота приведены в таблице.

Взаимодействие

Продукт реакции

Пример

С металлами (реагирует с сильными восстановителями)

Окисление под действием электрического тока

С водородом в присутствии катализатора (Fe), под действием температуры (400 °С) и давления (200 атм)

С неметаллами при высоких температурах

Соединения азота с металлами и неметаллами называются нитридами.

Азот не реагирует с кислотами, водой и основаниями. Невозможно непосредственное взаимодействие молекул азота с серой и галогенами. Более активно с этими веществами при нормальных условиях реагирует атомарный азот.

Применение

Несмотря на пассивность азота, элемент широко применяется в промышленности. Кроме того, азот входит в состав клеток, без него невозможно построение белка и ДНК.

Рис. 3. Азот в составе ДНК.

Азот используется при производстве:

• удобрений;
• взрывчатых веществ;
• медикаментов;
• красителей;
• пластмассы;
• искусственных волокон;
• аммиака.

Жидкий азот используется для охлаждения, заморозки, а также для окисления двигателей ракет. Оксид азота применяется в качестве наркоза и для производства аэрозолей.

Что мы узнали?

Рассмотрели схему строения азота, его физические, химические свойства, применение. Азот состоит из положительно заряженного ядра и двух электронных оболочек, на которых находится семь электронов. Азот – малоактивный газ. Молекула азота состоит из двух атомов элемента, соединённых тройной связью. Азот может находиться в трёх агрегатных состояниях. Элемент реагирует с некоторыми металлами, неметаллами и кислородом. Азот используется в промышленности, медицине, сельском хозяйстве. Кроме того, азот входит в состав живых организмов.