В бинарном соединении суммарная валентность всех атомов одного элемента равна суммарной валентности всех атомов другого элемента

Например, в оксиде углерода СО₂ валентность атома углерода равна суммарной валентности двух атомов кислорода.

С О2

IV II

(4 • 1) = (2 • 2) 4 = 4

Cверху римскими цифрами показана валентность каждого элемента, внизу -- суммарная валентность.

Руководствуясь правилом суммарной валентности, можно определить валентность химического элемента в соединении по известной валентности другого элемента. Например, определим валентность железа в оксиде железа Fe₂O₃, зная валентность кислорода (II). Суммарная валентность трех атомов кислорода равна 2 • 3 = 6. Суммарная валентность двух атомов железа также равна 6. Следовательно, валентность одного атома железа

Fe2 О3

III II

(2 • 3) = 6 6: 2 = 3

6: 2 = 3.

Запомните, что водород всегда одновалентен (валентность I), кислород всегда двухвалентен (валентность II)

С развитием учения о химической связи под валентностью атома в молекуле стали понимать число общих электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами. Число же электронных пар (связей), которые атом может образовать, равно числу его неспаренных электронов. При этом не учитывается полярность образовавшихся связей, а поэтому валентность не имеет знака.

Валентность –это способность атомов химического элемента образовывать определенное количество ковалентных связей (общих электронных пар)

Рассмотрим эти положения на примере азота N₂, гидразина N₂Н₄, аммиака NН₃.

Строение последнего энергетического уровня атома азота следующее:

Атом азота имеет три неспаренных электрона, поэтому он может образовать три общих электронных пары с другими атомами (три химические связи), поэтому он трехвалентен. Обозначая одну электронную пару ковалентной связи черточкой, получают структурные формулы. Они отражают трехвалентность азота в рассматриваемых соединениях:

Понятие «валентность» применимо только к ковалентным соединениям. К ионным соединениям неприменимы понятия «валентность» и «молекула».

Степень окисления. Более универсальной характеристикой состояния атома в химическом соединении является степень окисления.

Степень окисления– это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

При определении степени окисления атомов предполагают, что все общие электронные

пары перешли к более электроотрицатальному атому. На самом деле такого полного смещения не происходит даже при взаимодействии элементов с большой разницей в электроотрицательности.

Однако условно считают такое смещение электронных пар полным не зависимо от реальной степени смещения.

Численное значение этой характеристики выражается в единицах заряда электрона и может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

Количественно степень окисления определяется числом валентных электронов, смещенных от менее электроотрицательного атома в химическом соединении (положительная степень окисления) к более электроотрицательному атому (отрицательная степень окисления). Во многих случаях степень окисления численно совпадает с валентностью. Но так бывает не всегда.

Например, в молекуле азота степень окисления равна 0, так как между атомами азота

связь ковалентная неполярная и смещения общих электронных пар не происходит, а валентность равна III.

В молекуле гидразина химическая связь между атомами азота ковалентная неполярная, поэтому смещения общей электронной пары не происходит. Связь между атомами водорода и азота ковалентная полярная, у азота электроотрицательность выше, поэтому к каждому атому азота смещается по две общих электронных пары от атомов водорода, поэтому степень окисления азота равна – 2. Валентность же азота, как и в предыдущем случае равна III, так как атом азота образует три химические связи.

В молекуле аммиака связи между атомом азота и атомами водорода ковалентные полярные, электроотрицательность азота выше, чем водорода, поэтому к атому азота от атомов водорода смещены три общие электронные пары. Следовательно, степень окисления азота в этом случае равна – 3. Валентность азота по-прежнему равна III.

Только в последнем случае значение валентности и степени окисления совпадают (по модулю). Из выше сказанного можно сделать вывод, что значение валентности и степени окисления по модулю не совпадают, если вещество содержит ковалентные неполярные связи.

Поэтому при определении степени окисления атома в соединении рекомендуется в структурных формулах электронные пары, которые в равной мере приналежато двум атомам, изображать черточкой, а те, которые смещены к атому более электроотрицательного элемента, — стрелкой. Например, в молекуле пероксида водорода Н₂О₂ степень окисления кислорода равна –1, а валентность II:

Выводы:

1. Валентность – это способность атомов химического элемента образовывать определенное количество ковалентных связей (общих электронных пар)

2. У валентности нет заряда.

3. Валентность зависит от количества неспаренных электронов.

4. Степень окисления это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

5. Положительная степень окисления равна количеству отданных электронов, отрицательная степень окисления равна количеству принятых электронов.

6. Как правило, значение степени окисления и валентности совпадают по модулю. Этого не происходит только в том случае, если в веществе есть ковалентная неполярная связь.

§ 18. Постоянная и переменная валентность. Валентные возможности.

Анализируя состав и строение веществ, образованных одним и тем же элементом, нетрудно убедиться, что большинство элементов могут иметь несколько разных значений валентности, т. е. обладают переменной валентностью.

Например, угарныйгаз СО образуется при сгорании веществ, содержащих углерод, в условиях недостаточного притока воздуха. В этом оксиде углерод двухвалентен, так как валентность кислорода равна II. Если же кислорода будет избыточное количество, то образуется углекислый газ СО₂, в котором углерод четырехвалентен.

Переменная Все остальные элементы

Постоянная 1) Для эл-тов I-III групп главных подгрупп В = № группы 2) В (О) = II; В(Н) = I; B (F) = I.

Валентность

Высшая = № группы в ПС

Низшая = 8 – № группы в ПС

Способность элементов проявлять то или иное значение валентности определяется строе

нием их атомов. Вспомним, что валентность определяется числом неспаренных электро

нов.

Рассмотрим строение атома кислорода и попытаемся объяснить, почему кислород в соединениях проявляет валентность равную II. Кислород – элемент главной подгруппы VI группы. Электронная конфигурация кислорода 1 s ² 2 s ² 2 p ⁴. Валентные электроны –

2 s ² 2 p ⁴:

Из электронно-графической схемы последнего энергетического уровня кислорода следует, что атом кислорода имеет два неспаренных электрона, а значит, он может образовать только две общие электронные пары (химические связи) с другими атомами, поэтому проявляет валентность равную II.

Углерод – элемент главной подгруппы IVгруппы. Электронная конфигурация углерода

1 s ² 2 s ² 2 p ². Валентные электроны – 2 s ² 2 p ²:

Атом углерода содержит два неспаренных электрона, а значит, он может образовать только две общие электронные пары (химические связи) с другими атомами, поэтому проявляет валентность равную II. Однако этот элемент в своих соединениях проявляет, кроме валентности II, валентность IV. Значит, в атоме углерода должно быть не два, а четыре неспаренных электрона. Они появляются в результате распаривания пары 2 s -электронов: один из электронов, получив порцию энергии, переходит на вакантную (свободную)

p -орбиталь.

Процесс перехода электрона с одной орбитали на другую (в пределах одного энергетического уровня) называют возбуждение атома. Возбужденное состояние атома обозначают звездочкой сверху после знака элемента.

С → С

1 s ² 2 s ² 2 p ² → 1 s ² 2 s ¹ 2 p ³

основное состояние возбужденное состояние атома углерода атома углерода

Таким образом, для углерода характерны валентности II и IV.

Обратите внимание, что в атомах водорода и кислорода нет вакантных орбиталей. Поэтому распаривание пар 2 s - и 2 p- электронов невозможно, эти элементы проявляют постоянную валентность.

В любом случае у элементов второго периода максимальная валентность не может быть больше четырех, так как на внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов всего четыре орбитали, и следовательно, атомы максимально могут образовать не больше четырех ковалентных связей.

Сера, как и кислород, – элемент главной подгруппы VI группы, но находится в третьем периоде. Электронная конфигурация кислорода 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁴. Валентные электроны – 3 s ² 3 p ⁴:

Из электронно-графической схемы видно, что атом серы имеет два неспаренных электрона, следовательно, сера двухвалентна. Но в отличие от атома кислорода валентные электроны серы расположены на третьем энергетическом уровне, где имеются три подуровня: 3 s, 3 p и 3 d. Из этих трех подуровней электронами заполнены только подуровни 3 s и 3 p, 3 d -подуровень с пятью орбиталями свободен. Поэтому атом серы может перейти в возбужденное состояние, следовательно, сера может проявлять переменную валентность. При поглощении определенного количества энергии возможно распаривание пары p -электронов – переход одного p -электрона на вакантную d -орбиталь:

S → S

3 s ² 3 p ⁴ → 3 s ² 3 p ³ 3 d ¹

В результате этого общее количество неспаренных электронов увеличивается до четырех. В таком состоянии атом серы четырехвалентен.

При поглощении дополнительной энергии распаривается и вторая пара электронов – один 3 s -электрон переходит на следующую вакантную d -орбиталь:

3 s ² 3 p ³ 3 d ¹ → 3 s ¹ 3 p ³ 3 d ²

В результате этого общее количество неспаренных электронов увеличивается до шести – атом серы шестивалентен. Итак, для серы возможны валентности II, IV и VI.

Выводы:

1. В зависимости от строения атома элементы проявляют постоянную или переменную валентность.

2. Атом при наличии свободных орбиталей на последнем энергетическом уровне может переходить в возбужденное состояние. При этом за счет распаривания электронных пар количество неспаренных электронов в атоме возрастает и атом проявляет более высокую валентность.

3. В случаях переменной валентности высшее ее значение равно номеру группы. Значение низшей валентности элементов-неметаллов равно разности (8 – № гр).