Что такое валентность? «Валентность химического элемента – способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях». «Валентность – способность атомов одного элемента присоединять определенное количество атомов другого элемента». «Валентность – свойство атомов, вступая в химические соединения, отдавать или принимать определенное количество электронов (электровалентность) или объединять электроны для образования общих для двух атомов электронных пар (ковалентность)».

В чем отличие атома в основном (стационарном) состоянии от атома в возбужденном состоянии? Вывод Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.

Могут ли быть следующие валентности у элементов: Li – III, O – IV, Ne – II? Поясните свой ответ, используя электронные и электронографические формулы этих элементов. Нет, т. к. в этом случае затраты энергии на перемещение электрона (1s 2p или 2p 3s) настолько велики, что не могут быть компенсированы энергией, выделяющейся при образовании химической связи.

Есть еще один вид валентной возможности атомов – это наличие неподеленных электронных пар (образование ковалентной связи по донорно- акцепторному механизму): Атом кислорода при образовании иона гидроксония предоставляет общую электронную пару, т.е. является донором, а ион водорода акцептором.

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.

2. ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ

АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Структура внешних энергетических уровней атомов химических элементов определяет в основном свойства их атомов. Эти уровни называют валентными. Электроны внешних уровней (иногда и предвнешних) принимают участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность – это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей.

Валентные возможности атомов определяются двумя способами:

Числом неспаренных электронов, которые участвуют в образовании связи по обменному механизму:

в стационарном (основном) состоянии;

в возбужденном состоянии.

Рассмотрим валентные возможности атома углерода.

Схема строения атома углерода:
6 С +6) 2 ) 4

Электронная конфигурация

1 s 2 2 s 2 2 p 2

1 s 2 2 s 1 2 p 3

Графическая формула

Допишите предложения:

Количество неспаренных электронов атома углерода в стационарном состоянии:_____ . Это ____-электроны.

Валентность атома углерода в основном состоянии равна ____.

Количество неспаренных электронов атома углерода в возбужденном состоянии:_____ . Это ____-электрон и _____-электроны.

Валентность атома углерода возбужденном состоянии равна ______.

Числом неподеленных электронных пар, способных участвовать в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.

Рассмотрим валентные возможности атома азота.

Схема строения атома азота:
7 N +7) 2 ) 5

(атом получил дополнительную энергию)

Электронная конфигурация

1 s 2 2 s 2 2 p 3

Не характерно, так как на втором уровне нет больше свободных орбиталей и спаренные электроны не могут распариваться.

Графическая формула

Неспаренные электроны участвуют в образовании химической связи по обменному механизму.

В этом случае валентность азота равна III.

Но у атома азота на втором внешнем уровне есть еще два спаренных s -электрона. Это неподеленная электронная пара.

Неподеленная пара электронов участвует в образовании химической связи по донорно-акцепторному механизму.

Тогда валентности увеличивается еще на единицу и будет равна IV.

Задания на закрепление:

Задание 1.

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

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 NH 3 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).

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)

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

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?

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).

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.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=3&v=jSTB1X1mD0o

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=6zwx_d-MIvQ

http://www.youtube.com/watch?t=1&v=qj1EKzUW16M

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass - конспект