Legmagasabb elektronegativitás. Elektronegativitás

Az egyszerű anyagok aktivitását a kémiai elemek elektronegativitási táblázata segítségével ismerheti meg. Jelölve χ. A tevékenység fogalmáról bővebben cikkünkben olvashat.

Mi az elektronegativitás

Egy kémiai elem atomjának azt a tulajdonságát, hogy vonzza az elektronokat más atomoktól, elektronegativitásnak nevezzük. A koncepciót először Linus Pauling vezette be a huszadik század első felében.

Minden egyszerű aktív anyag két csoportra osztható fizikai és kémiai tulajdonságai szerint:

• fémek;
• nem fémek.

Minden fém redukálószer. A reakciókban elektronokat adnak át, és pozitív oxidációs állapotúak. A nemfémek elektronegativitásuk értékétől függően redukáló és oxidáló tulajdonságokat mutathatnak. Minél nagyobb az elektronegativitás, annál erősebbek az oxidáló tulajdonságok.

Rizs. 1. Oxidálószer és redukálószer hatása a reakciókban.

Pauling létrehozta az elektronegativitás skáláját. A Pauling-skála szerint a fluornak a legnagyobb elektronegativitása (4), a franciumé a legkisebb (0,7). Ez azt jelenti, hogy a fluor a legerősebb oxidálószer, és a legtöbb elemből képes vonzani az elektronokat. Éppen ellenkezőleg, a francium, más fémekhez hasonlóan, redukálószer. Hajlamos inkább elektronokat adni, mint elfogadni.

Az elektronegativitás az egyik fő tényező, amely meghatározza az atomok között létrejövő kémiai kötés típusát és tulajdonságait.

Hogyan határozzuk meg

A kémiai elemek elektronegativitási sorozatával meghatározható, hogy az elemek milyen tulajdonságokkal vonzzák vagy adják fel az elektronokat. A skála szerint a kettőnél nagyobb értékű elemek oxidálószerek, és a tipikus nemfém tulajdonságait mutatják.

Cikkszám	Elem	Szimbólum	Elektronegativitás
	Stroncium
	Itterbium
	Prazeodímium
	Prométheusz
	Americium
	Gadolínium
	Dysprosium
	Plutónium
	Californium
	Einsteinium
	Mendelevium
	Cirkónium
	Neptunium
	Protactinium
	Mangán
	Berillium
	Alumínium
	Technécium
	Molibdén
	Palládium
	Volfrám
	Oxigén

Azok az anyagok, amelyek elektronegativitása kettő vagy kevesebb, redukálószerek, és fémes tulajdonságokkal rendelkeznek. A változó oxidációs állapotú és a periódusos rendszer másodlagos alcsoportjaiba tartozó átmeneti fémek elektronegativitási értéke 1,5-2 tartományba esik. Az egy vagy annál kisebb elektronegativitású elemek kifejezett redukáló tulajdonságokkal rendelkeznek. Ezek tipikus fémek.

Az elektronegativitási sorozatban a fémes és redukáló tulajdonságok jobbról balra, az oxidáló és nemfémes tulajdonságok pedig balról jobbra nőnek.

Rizs. 2. Elektronegativitási sorozat.

A Pauling-skála mellett a periódusos rendszer segítségével megtudhatja, hogy egy elem oxidáló vagy redukáló tulajdonságai mennyire kifejezettek. Az elektronegativitás az atomszám növekedésével balról jobbra haladva növekszik. Csoportokban az elektronegativitás értéke fentről lefelé csökken.

Rizs. 3. Periódusos rendszer.

Mit tanultunk?

Az elektronegativitás azt mutatja, hogy egy elem képes elektronokat adni vagy elfogadni. Ez a jellemző segít megérteni, hogy egy adott elemben mennyire hangsúlyosak egy oxidálószer (nem fém) vagy redukálószer (fém) tulajdonságai. A kényelem kedvéért Pauling kifejlesztett egy elektronegativitási skálát. A skála szerint a fluornak a legnagyobb az oxidáló tulajdonsága, a franciumnak a legkevesebb. A periódusos rendszerben a fémek tulajdonságai jobbról balra és felülről lefelé nőnek.

Teszt a témában

A jelentés értékelése

Átlagos értékelés: 4.6. Összes értékelés: 180.

Az elektronegativitás az atom jellemzője, amely megmutatja, milyen erős az elektronvonzó képessége. Ha egy kémiai kötést két különböző elem alkot, az egyikben lévő elektronok mindig sűrűbben vannak csomagolva, mint a másikban. Az atom, amiben van elektronsűrűség a magasabbat elektronegatívnak, a kisebbet elektropozitívnak nevezzük.

Számos skála létezik, amelyek alapján meghatározhatja egy adott elem elektronegativitását. Próbáljuk meg felsorolni őket:

1. Periódusos rendszer.
2. Mulliken skála.
3. Pauling skála.
4. Allred-Rochow skála.

Az „elektronegativitás” paraméter periódusos rendszerből történő meghatározásához csak azt kell tudni, hogy a táblázat tetején és a jobb oldalon található elemek rendelkeznek a legtöbb elektronegatív tulajdonsággal. vagyis minél magasabb és jobbra a Egy elem a periódusos rendszerben található, minél nagyobb az elektronegativitása, és fordítva, minél alacsonyabb és balra, annál nagyobb az elektronegativitása.

A Pauling-skála a leggyakrabban használt elektronegativitási táblázat. Nevét Linus Pauling amerikai kémikusról kapta, aki először vezette be az elektronegativitás fogalmát. A Pauling-skála szerint a természetben előforduló összes elem elektronegativitása a 0,7-től (ez az alkálifém-francium esetében) és a 4,0-ig (a fluor halogéngáz esetében) terjedő tartományba esik. A táblázat relatív és pontatlan értékeket tartalmaz.

A Mulliken-skála az elektronegativitást a vegyértékelektronok közötti kötési energia mennyiségének tekinti. A legpontosabb számításokat adjuk meg.

Az egyes táblázatokban az elemek elrendezése azonos, annak ellenére, hogy a meghatározási módszerek és az értékek különböznek egymástól.

A legmagasabb elektronegativitási értékek

A fluor, az egyik halogén, a legnagyobb elektronegativitással rendelkező elem, egészen pontosan 3,98. Kémiai aktivitása hihetetlenül magas, olyannyira, hogy a vegyészek nem másnak nevezik, mint "minden rágódik".

A fluor után oxigén következik. Az oxigén elektronegativitása valamivel alacsonyabb - 3,44, de meglehetősen magas is.

Ezeket követve (a periódusos rendszer jobb oldalán egyre lejjebb haladva) a következők:

• klór (3,16);
• nitrogén (3,04);
• bróm (2,96);
• jód (2,66);
• xenon (2,60);
• és így tovább.

A legtöbb nemfém elektronegativitása 2 és 3 között változik. A legnagyobb aktivitású fémeknél a franciumtól a berilliumig 0,7 és 1,57 között mozog.

Hogyan határozzuk meg a vegyértékelektronokat

A vegyérték az atom azon képessége, hogy kölcsönhatásba léphessen más atomokkal, és bizonyos kémiai kötéseket hozzon létre velük. A vegyértékelektronok olyan elektronok, amelyek közvetlenül részt vesznek a kémiai kötés kialakulásában. A fő alkotók, akik a legnagyobb mértékben hozzájárultak a vegyértékelmélethez, Butlerov orosz tudós és Kekule német tudós. Azokat az elektronokat, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakításában, vegyértékelektronoknak nevezzük.

Az atom, amint azt az iskolai kurzusokból mindannyian tudjuk, úgy van felépítve, hogy szerkezetében nagyon emlékeztet a Naprendszerre. Az atom középpontjában egy hatalmas atommag található, amelynek tömege valamivel kisebb, mint az egész atom tömege, és körülötte pályákon forognak kis elektronok, belső jellemzőikben egyenlőtlenek. Egy atom magja nem lesz olyan nagy, ha a méretét összehasonlítjuk az atomok forgási pályáitól való távolság hosszával. Minél távolabb van az atommagtól és minél közelebb van egy adott atom elektronja a külső elektronhéjhoz, annál gyorsabban lép kölcsönhatásba más atomok elektronjaival.

Tehát előttünk a periódusos rendszer. Meg kell találni rajta a harmadik periódust. Sorrendben válogatjuk a benne lévő fő alcsoportok elemeit. Van egy szabály, amely szerint egy elem vegyértékét a csoportszáma határozza meg, és megegyezik az atomja külső héjában lévő elektronok számával.

• Az alkálifém-nátriumnak csak egy elektronja van a külső héján, amely részt vesz az elemek közötti kémiai kötésben. Ez alapján megállapítjuk, hogy egyértékű.
• Egy alkáliföldfémnek már két elektronja van a külső héjában. Ez azt jelenti, hogy a vegyértéke kettő.
• Az amfoter fémalumíniumnak pontosan három elektronja van a külső héjában. Valenciája az előző elemekhez hasonlóan ennek a számnak felel meg.
• A szilícium négy elektronból áll, és négyértékű.
• A foszfor lehet különféle kapcsolatokat alkotnakés különböző vegyértékekkel rendelkeznek, de a foszfor legmagasabb vegyértéke öt.
• A kén, akárcsak a foszfor, különböző vegyértékekkel rendelkezhet, de a legmagasabb a hat.
• Vegyünk klórt. Ha például egy sósav (HCl) molekula tartalmazza, akkor egy vegyértékű állapotban van. De a perklórsav (HClO4) molekulájában azonnal heptavalenssé válik.

A főbbek mellett vannak másodlagos alcsoportok is. Ha róluk van szó, akkor az előző részszinten lévő d elektronokat is figyelembe veszik. Mindezek az értékek könnyen megtalálhatók a periódusos rendszerben. Próbáljuk meg meghatározni a króm legmagasabb vegyértékét. A krómnak 1 elektronja van a külső szinten, és 5 a d-alszinten, ezért a legmagasabb vegyértéke 6. A mangánnak 2 elektronja van a külső szinten, és 5 a d-alszinten.

A fentiek mindegyike – néhány kivételtől eltekintve – az összes többi elemére is érvényes oldali alcsoportok(a mangánt és a krómot tartalmazók kivételével). Íme a kivételek:

• kobalt;
• platina;
• palládium;
• ródium;
• irídium.

Videó

Ez a videó segít jobban megérteni az elektronegativitás fogalmát.

Nem kapott választ a kérdésére? Javasolj témát a szerzőknek.

Ha egy molekulában két különböző atom kovalens kötéssel kapcsolódik egymáshoz, akkor a kötést alkotó elektronpár nem egyenlően osztozik a két atom között. Más szóval, a megosztott elektronpár nem a molekulák közepén helyezkedik el, hanem a nagyobb elektronaffinitású atom felé tolódik el.

Az atom azon hajlamát, hogy elektronokat vonzzon magához, ha vegyületben egyesül, ezt nevezzük elektronegativitás (E.N).

Például - A hidrogénmolekulában a klorid elektronpárok jobban vonzódnak a klór felé. Ez azért történik, mert a klór elektronegatívabb, mint a hidrogén.

• Az E.N érték az atom ionizációs potenciáljától és elektronaffinitásától függ.
• A kisebb atomméret jobban vonzza az elektronokat, mint a nagyobbak.
• Az alacsony E.N a fémekre, a magas E.N pedig a nemfémekre jellemző.

Elektronegativitási táblázat diagramja

Az E.N érték a következő tényezőktől függ.

• Atom mérete ()
• Elektronikus konfiguráció.
• Nukleáris vonzás.
• állapot Oxidáció.
• A mp-karakter százalékos aránya

Az elektronegativitás kiszámítása – Keresse meg az elektronegativitást

Mivel az elemek E.N értéke relatív tulajdonság, nincs egysége. Az elektronegativitás a következő három skálán fejezhető ki. Sok tudós volt, aki összehasonlítás céljából különböző skálákkal magyarázza E.N-t. Ezek közül a Pauling, Libra a leggyakrabban használt.

Mulliken skála

Ezen a Mulliken-skálán az E.N az ionizációs energia és az elektronaffinitás átlaga.

A kapcsolat Pauling és Mulliken E.N skála között:

Allred-Rochov skála

Alled és Rohi meghatározása E.N elektrosztatikus erőkénta vegyértékelektronok magjára hatnak. Így,

ahol Z az effektív magtöltést és a kovalens atom r-sugarát jelenti To.

Pauling-skála

A redundáns kötések energiáján alapul. Meghatározta két atom közötti különbség E.N-jét, majd úgy, hogy több elemhez tetszőleges értéket rendel (pl. 4,00 a fluorhoz, 2,5 a szénhez és 2,1 a hidrogénhez). Kiszámolta más elemek E.N-jét.

Elektronegativitás periódusos rendszer

Az elemek E.N értéke fordítottan arányos az atom sugarához. Az atomsugár a csoportig növekszik, és a periódus során csökken. Ez azt jelenti, hogy az E.N viselkedése ellentétes lesz az atomsugárral.

elektronegativitás Példák

Amikor két vagy több különböző elem atomjai között kötés jön létre. A kötés típusa (akár ionos, akár kovalens, akár bármilyen típusú kötés) elsősorban a koncepciótól függ E.N..

Az oxigén elektronegativitása

• A Pauling skála segít az oxigén E.N értékének mérésében.
• Az oxigén számít 3.44
• Értéke magasabb, mint a brómé, de kisebb, mint a fluoré.
• Egyes elemek E.N sorrendje F>O>Cl = N>bróm>C>i>H.

A szén elektronegativitása

• Nulla különbség van, ha E.N kötés van a szénkötések között.
• Az elektronegatív értéke 2.55.
• Ez alacsonyabb költséget jelent, mint a nitrogén (3.0) de több mint Harrows (2.0) és szilícium (1.8).
• Ez hajlamos hidrogénvegyületek millióinak kialakulására.

A hidrogén elektronegativitása

Az elektronegativitás, a kémiai elemek atomjainak egyéb tulajdonságaihoz hasonlóan, periodikusan változik az elem atomszámának növekedésével:

A fenti grafikon a fő alcsoportok elemeinek elektronegativitásában bekövetkező változások periodicitását mutatja az elem rendszámától függően.

A periódusos rendszer egy alcsoportjában lefelé haladva a kémiai elemek elektronegativitása csökken, jobbra haladva pedig nő.

Az elektronegativitás az elemek nemfémességét tükrözi: minél nagyobb az elektronegativitás értéke, annál több nemfémes tulajdonsággal rendelkezik az elem.

Oxidációs állapot

Hogyan számítható ki egy vegyület oxidációs állapota?

1) Az egyszerű anyagok kémiai elemeinek oxidációs foka mindig nulla.

2) Vannak olyan elemek, amelyek az összetett anyagokban állandó oxidációs állapotot mutatnak:

3) Vannak olyan kémiai elemek, amelyek a vegyületek túlnyomó többségében állandó oxidációs állapotot mutatnak. Ezek az elemek a következők:

Elem	Oxidációs állapot szinte minden vegyületben	Kivételek
hidrogén H	+1	Alkáli- és alkáliföldfém-hidridek, például:
oxigén O	-2	Hidrogén- és fém-peroxidok: Oxigén-fluorid -

4) A molekulában lévő összes atom oxidációs állapotának algebrai összege mindig nulla. Az ionban lévő összes atom oxidációs állapotának algebrai összege megegyezik az ion töltésével.

5) A legmagasabb (maximális) oxidációs fok megegyezik a csoportszámmal. Ez alól kivételt képeznek az I. csoport másodlagos alcsoportjának elemei, a VIII. csoport másodlagos alcsoportjának elemei, valamint az oxigén és a fluor.

Olyan kémiai elemek, amelyek csoportszáma nem esik egybe a legmagasabb oxidációs állapotukkal (kötelező megjegyezni)

6) A fémek legalacsonyabb oxidációs foka mindig nulla, a nemfémek legalacsonyabb oxidációs foka pedig a következő képlettel számítható ki:

nemfém legalacsonyabb oxidációs foka = csoportszám − 8

A fent bemutatott szabályok alapján bármely anyagban meg lehet állapítani egy kémiai elem oxidációs állapotát.

Elemek oxidációs állapotának meghatározása különféle vegyületekben

1. példa

Határozza meg a kénsavban lévő összes elem oxidációs fokát!

Megoldás:

Írjuk fel a kénsav képletét:

A hidrogén oxidációs állapota minden összetett anyagban +1 (a fém-hidridek kivételével).

Az oxigén oxidációs állapota minden összetett anyagban -2 (kivéve a peroxidokat és az oxigénfluoridot OF 2). Rendezzük az ismert oxidációs állapotokat:

Jelöljük a kén oxidációs állapotát mint x:

A kénsav molekula, mint bármely anyag molekulája, általában elektromosan semleges, mert a molekulában lévő összes atom oxidációs állapotának összege nulla. Sematikusan ez a következőképpen ábrázolható:

Azok. a következő egyenletet kaptuk:

Oldjuk meg:

Így a kén oxidációs foka a kénsavban +6.

2. példa

Határozza meg az ammónium-dikromát összes elemének oxidációs állapotát!

Megoldás:

Írjuk fel az ammónium-dikromát képletét:

Az előző esethez hasonlóan a hidrogén és az oxigén oxidációs állapotát rendezhetjük:

Látjuk azonban, hogy egyszerre két kémiai elem – a nitrogén és a króm – oxidációs állapota ismeretlen. Ezért az előző példához hasonlóan nem találhatunk oxidációs állapotokat (egy két változós egyenletnek nincs egyetlen megoldása).

Felhívjuk a figyelmet arra, hogy ez az anyag a sók osztályába tartozik, és ennek megfelelően ionos szerkezetű. Akkor joggal mondhatjuk, hogy az ammónium-dikromát összetétele NH 4 + kationokat tartalmaz (ennek a kationnak a töltése az oldhatósági táblázatban látható). Következésképpen, mivel az ammónium-dikromát képletegysége két pozitív egyszeres töltésű NH 4 + kationt tartalmaz, a dikromátion töltése -2, mivel az anyag összességében elektromosan semleges. Azok. az anyagot NH 4 + kationok és Cr 2 O 7 2- anionok képezik.

Ismerjük a hidrogén és az oxigén oxidációs állapotát. Tudva, hogy egy ionban az összes elem atomjainak oxidációs állapotának összege egyenlő a töltéssel, és jelölve a nitrogén és a króm oxidációs állapotát xÉs y ennek megfelelően írhatjuk:

Azok. két független egyenletet kapunk:

Amelyik megoldását megtaláljuk xÉs y:

Így az ammónium-dikromátban a nitrogén oxidációs állapota -3, hidrogén +1, króm +6 és oxigén -2.

Elolvashatja, hogyan határozható meg a szerves anyagokban lévő elemek oxidációs állapota.

Vegyérték

Az atomok vegyértékét római számokkal jelöljük: I, II, III stb.

Egy atom vegyértékképessége a mennyiségtől függ:

1) párosítatlan elektronok

2) magányos elektronpárok a vegyértékszintek pályáin

3) a vegyértékszint üres elektronpályái

A hidrogénatom vegyértéklehetőségei

Ábrázoljuk a hidrogénatom elektrongrafikus képletét:

Azt mondták, hogy három tényező befolyásolhatja a vegyértéklehetőségeket - a párosítatlan elektronok jelenléte, a magányos elektronpárok jelenléte a külső szinten, és az üres (üres) pályák jelenléte a külső szinten. Egy párosítatlan elektront látunk a külső (és egyetlen) energiaszinten. Ez alapján a hidrogénnek biztosan lehet I vegyértéke. Az első energiaszinten azonban csak egy alszint van - s, azok. A külső szinten lévő hidrogénatomnak nincsenek sem magányos elektronpárjai, sem üres pályái.

Így az egyetlen vegyérték, amelyet egy hidrogénatom mutathat, az I.

A szénatom vegyértéklehetőségei

Tekintsük a szénatom elektronszerkezetét. Alapállapotban a külső szint elektronikus konfigurációja a következő:

Azok. alapállapotban a gerjesztetlen szénatom külső energiaszintjén 2 párosítatlan elektron található. Ebben az állapotban II vegyértéket mutathat. A szénatom azonban nagyon könnyen gerjesztett állapotba kerül, amikor energiát adnak neki, és a külső réteg elektronikus konfigurációja ebben az esetben a következőképpen alakul:

Annak ellenére, hogy bizonyos mennyiségű energiát fordítanak a szénatom gerjesztésének folyamatára, a ráfordítást több mint kompenzálja négy kovalens kötés kialakulása. Emiatt a IV vegyérték sokkal jellemzőbb a szénatomra. Például a szén IV vegyértékű a szén-dioxid, a szénsav és abszolút minden szerves anyag molekuláiban.

A párosítatlan elektronok és magányos elektronpárok mellett az üres ()valenciaszintű pályák jelenléte is befolyásolja a vegyértéklehetőségeket. Az ilyen pályák jelenléte a töltött szinten ahhoz a tényhez vezet, hogy az atom egy elektronpár akceptorjaként működhet, pl. további kovalens kötéseket képeznek donor-akceptor mechanizmuson keresztül. Például a várakozásokkal ellentétben a CO szén-monoxid molekulában a kötés nem kettős, hanem hármas, amint az a következő ábrán jól látható:

A nitrogénatom vegyértéklehetőségei

Írjuk fel a nitrogénatom külső energiaszintjének elektronikus grafikus képletét:

Amint a fenti ábrán látható, a nitrogénatom normál állapotában 3 párosítatlan elektront tartalmaz, ezért logikus az a feltételezés, hogy képes III vegyértéket felmutatni. Valójában három vegyérték figyelhető meg az ammónia (NH 3), a salétromsav (HNO 2), a nitrogén-triklorid (NCl 3) stb. molekuláiban.

Fentebb elhangzott, hogy egy kémiai elem atomjának vegyértéke nemcsak a párosítatlan elektronok számától függ, hanem a magányos elektronpárok jelenlététől is. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy kovalens kémiai kötés nem csak akkor jöhet létre, ha két atom biztosítja egymást egy elektronnal, hanem akkor is, ha az egyik atom magányos elektronpárral - donor () egy másik atomnak egy üres ) orbitális vegyértékszint (akceptor). Azok. A nitrogénatom esetében a IV vegyérték is lehetséges a donor-akceptor mechanizmus által kialakított további kovalens kötés miatt. Például egy ammóniumkation képződése során négy kovalens kötést figyelnek meg, amelyek közül az egyik donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

Annak ellenére, hogy az egyik kovalens kötés a donor-akceptor mechanizmus szerint jön létre, az ammóniumkationban lévő összes N-H kötés teljesen azonos és nem különbözik egymástól.

A nitrogénatom nem képes V-vel egyenlő vegyértéket felmutatni. Ennek oka az a tény, hogy egy nitrogénatom nem léphet át gerjesztett állapotba, amelyben két elektron párosul, és az egyik az energiaszintben legközelebbi szabad pályára kerül. A nitrogénatomnak nincs d-alszint, és a 3s pályára való átállás energetikailag olyan költséges, hogy az energiaköltségeket nem fedezi az új kötések kialakulása. Sokan elgondolkodhatnak azon, hogy mi a nitrogén vegyértéke például a salétromsav HNO 3 vagy a nitrogén-monoxid N 2 O 5 molekuláiban? Furcsa módon a vegyérték ott is IV, amint az a következő szerkezeti képletekből látható:

Az ábrán látható pontozott vonal az ún delokalizált π -kapcsolat. Emiatt a terminális NO kötvényeket „másfél kötvénynek” nevezhetjük. Hasonló másfél kötések vannak jelen az ózon O 3, benzol C 6 H 6 stb. molekulájában is.

A foszfor vegyértéklehetőségei

Ábrázoljuk a foszforatom külső energiaszintjének elektronikus grafikus képletét:

Amint látjuk, az alapállapotú foszforatom és a nitrogénatom külső rétegének szerkezete megegyezik, ezért logikus, hogy a foszforatom és a nitrogénatom esetében a lehetséges vegyértékek egyenlőek I., II., III. és IV., ahogy a gyakorlatban megfigyelhető.

A nitrogéntől eltérően azonban a foszforatom is rendelkezik d-alszint 5 üres pályával.

Ebből a szempontból képes gerjesztett állapotba való átmenetre, elektronokat gőzölögetni 3 s-pályák:

Így a nitrogén számára hozzáférhetetlen foszforatom V vegyértéke lehetséges. Például a foszforatom vegyértéke ötös olyan vegyületek molekuláiban, mint a foszforsav, a foszfor (V) halogenidek, a foszfor (V) oxid stb.

Az oxigénatom vegyértéklehetőségei

Az oxigénatom külső energiaszintjének elektrongrafikus képlete a következő:

Két párosítatlan elektront látunk a 2. szinten, ezért lehetséges a II. vegyérték az oxigén esetében. Meg kell jegyezni, hogy az oxigénatom ezen vegyértéke szinte minden vegyületben megfigyelhető. Fentebb, amikor a szénatom vegyértékképességét vizsgáltuk, a szén-monoxid molekula kialakulását tárgyaltuk. A CO-molekulában a kötés hármas, ezért az oxigén háromértékű (az oxigén elektronpár donor).

Annak a ténynek köszönhetően, hogy az oxigénatomnak nincs külső d-alszint, elektronpárosítás sÉs p- pályák lehetetlen, ezért az oxigénatom vegyértékképessége korlátozott alcsoportjának más elemeihez, például a kénhez képest.

A kénatom vegyértéklehetőségei

A kénatom külső energiaszintje gerjesztetlen állapotban:

A kénatomnak az oxigénatomhoz hasonlóan általában két párosítatlan elektronja van, így arra a következtetésre juthatunk, hogy a kén esetében kettős vegyérték lehetséges. Valójában a kén II vegyértékkel rendelkezik, például a H 2S hidrogén-szulfid molekulában.

Amint látjuk, a kénatom külső szinten jelenik meg d-alszint üres pályákkal. Emiatt a kénatom – az oxigénnel ellentétben – a gerjesztett állapotokba való átmenet következtében képes kibővíteni vegyérték-képességét. Így egy magányos elektronpár párosításánál 3 p-alszint, a kénatom a következő formájú külső szint elektronikus konfigurációját kapja:

Ebben az állapotban a kénatomnak 4 párosítatlan elektronja van, ami azt mutatja, hogy a kénatomok IV vegyértéket mutathatnak. Valójában a kén IV vegyértékkel rendelkezik az SO 2, SF 4, SOCl 2 stb. molekulákban.

A 3-ban található második magányos elektronpár párosításakor s-alszint, a külső energiaszint a következő konfigurációt kapja:

Ebben az állapotban lehetségessé válik a VI vegyérték megnyilvánulása. A VI-értékű kéntartalmú vegyületek példái az SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 stb.

Hasonlóképpen mérlegelhetjük más kémiai elemek vegyértéklehetőségeit is.

A fogalmat széles körben használják a kémiában elektronegativitás (EO) – Egy adott elem atomjainak azt a tulajdonságát, hogy a vegyületekben lévő más elemek atomjaitól elektronokat vonzanak, elektronegativitásnak nevezzük. A lítium elektronegativitását hagyományosan egységnek vesszük, a többi elem EO-ját ennek megfelelően számítjuk ki. Az EO-elemek értékskálája létezik.

Az EO-elemek számértékei hozzávetőlegesek: ez egy dimenzió nélküli mennyiség. Minél nagyobb egy elem EO-ja, annál világosabban jelennek meg nemfémes tulajdonságai. Az EO szerint az elemek a következőképpen írhatók fel:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

A fluornak van a legnagyobb EO értéke. A francium (0,86) és a fluor (4,1) elemek EO-értékeit összehasonlítva könnyen észrevehető, hogy az EO betartja a periódusos törvényt. Az elemek periódusos rendszerében az EO egy növekvő elemszámú periódusban növekszik (balról jobbra), a fő alcsoportokban pedig csökken (fentről lefelé). Időszakonként az atommagok töltéseinek növekedésével a külső rétegen lévő elektronok száma növekszik, az atomok sugara csökken, ezért csökken az elektronveszteség könnyedsége, nő az EO, ezáltal nőnek a nemfémes tulajdonságok.

A vegyület elemeinek elektronegativitásának különbsége (ΔX) lehetővé teszi számunkra a kémiai kötés típusának megítélését.

Ha az érték Δ X = 0 – kovalens nempoláris kötés.

Az elektronegativitás különbségével 2,0-ig a kötést poláris kovalensnek nevezzük, például: H-F kötés hidrogén-fluorid molekulában HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78

Kapcsolatok elektronegativitási különbségekkel 2,0-nál nagyobb értékek ionosnak minősülnek. Például: Na-Cl kötés a NaCl vegyületben: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

Az elektronegativitás az atommag és a vegyértékelektronok távolságától függ, és hogy milyen közel áll a vegyértékhéj a befejezéshez. Minél kisebb egy atom sugara és minél több vegyértékelektronja, annál nagyobb az EO-ja.

A fluor az legtöbb elektronegatív elem. Először is, 7 elektron van a vegyértékhéjában (csak 1 elektron hiányzik az oktettből), másodszor pedig ez a vegyértékhéj az atommag közelében található.

Az alkáli- és alkáliföldfémek atomjai a legkevésbé elektronegatívak. Nagy sugarúak, és külső elektronhéjaik messze nem teljesek. Sokkal könnyebb nekik átadni vegyértékelektronjaikat egy másik atomnak (akkor teljessé válik a külső héj), mint elektronokat „nyerni”.

Az elektronegativitás mennyiségileg kifejezhető, és az elemek növekvő sorrendbe rendezhetők. Leggyakrabban használt L. Pauling amerikai kémikus által javasolt elektronegativitás skála.

Oxidációs állapot

Két kémiai elemből álló összetett anyagokat nevezzük bináris(a latin bi - kettő), vagy kételemes (NaCl, HCl). Egy NaCl-molekulában ionos kötés esetén a nátriumatom átadja külső elektronját a klóratomnak és +1 töltésű ionná válik, a klóratom pedig elektront fogad és - töltésű ionná válik - 1. Sematikusan az atomok ionokká alakításának folyamata a következőképpen ábrázolható:

A HCl-molekulában végbemenő kémiai kölcsönhatás során a megosztott elektronpár egy elektronegatívabb atom felé tolódik el. Például, , azaz az elektron nem teljesen, hanem részben fog átkerülni a hidrogénatomról a klóratomra, ezáltal meghatározza az atomok részleges töltését δ: H +0,18 Cl -0,18. Ha elképzeljük, hogy a HCl-molekulában, valamint a NaCl-kloridban az elektron teljesen átkerült a hidrogénatomról a klóratomra, akkor +1 és -1 töltést kapnának:

Az ilyen feltételes díjakat ún oxidációs állapot. Ennek a fogalomnak a meghatározásakor hagyományosan azt feltételezzük, hogy kovalens poláris vegyületekben a kötő elektronok teljesen átkerülnek egy elektronegatívabb atomra, ezért a vegyületek csak pozitív és negatív töltésű atomokból állnak.

Az oxidációs állapot egy vegyületben lévő kémiai elem atomjainak feltételes töltése, amelyet azon feltételezés alapján számítunk ki, hogy minden vegyület (mind az ionos, mind a kovalens poláris) csak ionokból áll. Az oxidációs számnak lehet negatív, pozitív vagy nulla értéke, amelyet általában az elemszimbólum fölött helyeznek el, például:

Negatív oxidációs állapotúak azok az atomok, amelyek más atomoktól elektronokat fogadtak el, vagy amelyekre közös elektronpárok szorulnak ki. azaz elektronegatívabb elemek atomjai. Pozitív oxidációs állapotot kapnak azok az atomok, amelyek elektronjaikat más atomoknak adják át, vagy amelyekből közös elektronpárok származnak, azaz kevésbé elektronegatív elemek atomjai. Az egyszerű anyagok molekuláiban lévő atomok és a szabad állapotú atomok oxidációs állapota nulla, például:

A vegyületekben a teljes oxidációs állapot mindig nulla.

Vegyérték

Egy kémiai elem atomjának vegyértékét elsősorban a kémiai kötés kialakításában részt vevő párosítatlan elektronok száma határozza meg.

Az atomok vegyértékképességét meghatározzák:

A párosítatlan elektronok száma (egyelektronos pályák);

szabad pályák jelenléte;

Magányos elektronpárok jelenléte.

A szerves kémiában a „valencia” fogalma felváltja az „oxidációs állapot” fogalmát, amelyet általában a szervetlen kémiában használnak. Ez azonban nem ugyanaz. A vegyértéknek nincs előjele és nem lehet nulla, míg az oxidációs állapotot szükségszerűen előjel jellemzi, és értéke nullával egyenlő.

Alapvetően a vegyérték arra utal, hogy az atomok képesek bizonyos számú kovalens kötést létrehozni. Ha egy atomnak n párosítatlan elektronja és m magányos elektronpárja van, akkor ez az atom n + m kovalens kötést tud kialakítani más atomokkal, pl. vegyértéke n + m lesz. A maximális vegyérték becslésénél a „gerjesztett” állapot elektronikus konfigurációjából kell kiindulni. Például egy berillium-, bór- és nitrogénatom maximális vegyértéke 4.

Állandó vegyértékek:

• H, Na, Li, K, Rb, Cs - Oxidációs állapot I
• O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd - Oxidációs állapot II
• B, Al, Ga, In - Oxidációs állapot III

Valencia változók:

• Cu - I. és II
• Fe, Co, Ni - II. és III
• C, Sn, Pb - II. és IV
• P- III és V
• Cr- II, III és VI
• S- II, IV és VI
• Mn- II, III, IV, VI és VII
• N- II, III, IV és V
• Cl- I, IV, VIÉsVII

A vegyértékek segítségével képletet hozhat létre egy vegyülethez.

A kémiai képlet egy anyag összetételének hagyományos rögzítése kémiai szimbólumok és indexek használatával.

Például: H 2 O a víz képlete, ahol H és O az elemek kémiai jelei, 2 egy index, amely egy adott elem vízmolekulát alkotó atomjainak számát mutatja.

Változó vegyértékű anyagok megnevezésénél fel kell tüntetni annak vegyértékét, amit zárójelben teszünk. Például P 2 0 5 – foszfor-oxid (V)

I. Oxidációs állapot szabad atomokés az atomok a molekulákban egyszerű anyagok egyenlő nulla— Na 0 , R 4 0 , RÓLUNK 2 0

II. IN összetett anyag az összes atom CO-jának algebrai összege, figyelembe véve azok indexeit, egyenlő nulla = 0. és komplex ion a töltése.

Például:

Nézzünk meg több vegyületet példaként, és derítsük ki a vegyértéket klór:

Referenciaanyag a teszt elvégzéséhez:

Periódusos rendszer

Oldhatósági táblázat

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete