Валентность. Валентные возможности атомов. Периодические изменения валентности.
· Современная теория строения атома.
· Валентность.
· Степень окисления.
· Периодическое изменение высшей валентности.
В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:
1) Электрон имеет корпускулярно-волновую природу. Подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом и в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства (например, способен к дифракции). Длина волны электрона и его скорость связаны между собой соотношением де Бройля: λ=h/mv
2) Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.
3) Электрон в атоме движется не по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.
4) Ядро атомов состоит из протонов и нейтронов. Число протонов равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов c одинаковыми свойствами, т.е. с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Принцип наименьшей энергии. Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Правило Клечковского. Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
Правило Гунда. На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
Все элементы разделяются на 4 электронных семейства:
s- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя.
Первые два элементы каждого периода – это s- элементы.
р- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.
В каждом периоде (кроме первого и седьмого) имеется шесть р- элементов, они находятся с 3 по 8 группу главных подгрупп.
d- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя.
В больших периодах (с 4 по 6) имеется по 10 d-элементов. d- элементы составляют побочные подгруппы всех групп.
f- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется f-подуровень третьего снаружи электронного слоя.
Они находятся в 6 и 7 периодах, в каждом из них 14 f- элементов. f- элементами являются лантаноиды и актиноиды.
Валентностью называют свойство атомов данного элемента образовывать химические связи с атомами других элементов.
Валентность элементов обеспечивается так называемыми валентными электронами. Валентными называются такие электроны данного элемента, которые образуют химические связи с атомами других элементов. Величина валентности атома данного элемента определяется числом неспаренных электронов, а также числом электронов, которые имеют возможность распариваться при незначительной затрате энергии.
У s-элементов валентными являются электроны s-подуровня внешнего квантового уровня. Например, у атома магния с электронной структурой 1s22s22p63s23p0 валентными являются электроны 3s2. Они могут распариваться с переходом одного электрона с 3s-подуровня на подуровень 3p. В возбужденном состоянии электронная структура магния будет 1s22s22p63s13p1.
У р-элементов валентные электроны расположены на s- и p-подуровнях внешнего квантового уровня.
Так у атома алюминия с электронной структурой 1s22s22p63s23p1 валентными являются 3s23p1-электроны. Причем один электрон с 3s-подуровня легко переходит на 3p-подуровень, образуется три неспаренных электрона. Поэтому алюминий –трехвалентный элемент.
У d-элементов валентными являются электроны, расположенные на s-подуровне внешнего уровня и d-подуровне (предпоследнего) квантового уровня. Например, атом титана имеет электронную структуру 1s22s22p63s23p64s23d2. Валентными для титана будут электроны 4s23d2. В результате распаривания электронов 4s-подуровня получается четыре неспаренных электрона, которые и обеспечивают титану валентность четыре.
У f-элементов валентные электроны на s-подуровне внешнего уровня и f- подуровне предвнешнего (предпредпоследнего), т.е. третьего от вне квантового уровня.
Как правило, высшая валентность s- и p-элементов равна номеру группы, за исключением нескольких элементов второго периода (N, O, F). На примере s- и p-элементов третьего периода можно показать, что высшая валентность элемента равна номеру группы (таблица)
| Элемент | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl |
| Номер группы | I | II | III | IV | V | VI | VII |
| Валентные электроны в невозбуж- денном состоянии | 3s1 | 3s2 | 3s23p1 | 3s23p2 | 3s23p3 | 3s23p4 | 3s23p5 |
| Расположение валентных электронов в возбужденном состоянии | 3s1 | 3s13p1 | 3s13p2 | 3s13p3 | 3s13p33d1 | 3s13p33d2 | 3s13p33d3 |
| Высшая валентность | I | II | III | IV | V | VI | VII |
Так как у элементов второго периода отсутствует d-подуровень, то азот, кислород и фтор не могут достигать валентности равной номеру группы. У них нет возможности распаривать электроны. У фтора максимальная валентность может быть равной единице, у кислорода два, а у азота – три.
Следует сделать здесь примечание, в данном случае разговор идет о главной (основной) валентности. Дальше будет показано, что наряду с основной валентностью атомы элементов способны проявлять и побочную валентность за счет образования дополнительных донорно-акцепторных связей.
Для большинства d-элементов высшая валентность может отличаться от номера группы. Валентные возможности d-элемента в конкретном, случае определяются структурой электронной оболочки атома. d-элементы могут иметь минимальную валентность выше номера группы (медь, серебро) и ниже номера группы (железо, кобальт). Например, серебро, находящееся в побочной подгруппе первой группы, имеет соединения с валентностью III: Ag2O3, AgCl3. Это выше номера группы. В тоже время кобальт в соединение проявляет валентность не выше III. (Co2O3), что ниже, чем номер группы (VIII).
С понятием валентность близко соприкасается второе понятие – степень окисления.
Степень окисления – это тот заряд, который атом имеет в ионном соединении или имел бы, если бы общая электронная пара полностью была бы смещена к более электроотрицательному элементу в ковалентном соединении.
Следовательно, степень окисления в отличии от валентности характеризуется не только величиной, но и зарядом (+) или (–).