Валентные возможности элементов

     Строение наружных (внешних) энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном химические свойства элементов. 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, необходимо 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 расспаривание 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 неспаренных электрона на р-подуровне. Так как этот элемент находится в третьем периоде, у него есть вакантные орбитали d-подуровня. Поэтому при переходе атома в возбужденное состояние (например, при нагревании) один из пары электронов s-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 (например, в соединении СО). Следовательно, с их участием могут образоваться две общие электронные пары, осуществляющие две ковалентные связи. Однако 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, когда электроны s-орбитали расспарились и один из них «перешел» на вакантную орбиталь р-подуровня:

     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 2s22 в возбужденное — 2s13 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.

     На примере атома хлора легко показать, что валентность может быть переменной: 

    Расспаривание электронов происходит поэтапно: сначала с р-подуровня, затем с s-подуровня. 

    Валентные возможности атомов химических элементов далеко не исчерпываются числом неспаренных электронов в стационарном и возбужденном состояниях атомов. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентных связей объясняет другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием свободных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь (по донорно-акцепторному механизму).

     То есть валентные возможности атомов химических элементов определяются:

1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей)

2) наличием свободных орбиталей

3) наличием неподеленных пар электронов (как, например, при образовании химических связей в молекуле хлорида аммония).

 

 

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *