Определение валентности атомов. Нормальное и возбужденное состояние атомов

В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведениехимического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической

Итак, в основном состоянии атом серы имеет 2 неспаренных р-электрона и проявляет валентность 2; в первом возбуждённом состоянии - 4 неспаренных электрона и валентность 4 (спарены только s-электроны); во втором возбуждённом состоянии на внешнем слое атома все электроны неспаренные, валентность 6.
Кстати, атомы азота, кислорода, фтора и неона не имеют возбуждённых состояний, т. к. у этих элементов нет свободных р-орбиталей, а на d-подуровень электроны перейти не могут, т. к. на втором энергетическом уровне (это элементы 2 периода) нет d-подуровня. По той же причине нет возбужденных состояний у атомов водорода и гелия: у элементов первого периода - лишь один энергетический уровень, содержащий только одну s-орбиталь.

Классификация элементов по электронным семействам

Это связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. От того, какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства элементов: s, p, d и f:

 

1. s-Элементы – семейство элементов, у которых при заполнении электронных уровней электронами, последний электрон идет на внешний s-подуровень. Это первая и вторая группа главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона.
Например, Na: 14s2 2s2 p6 3s1, валентным является один s-электрон.

2. p-элементов последний электрон идет на p-подуровень внешнего уровня. Это элементы III - VIII групп главной подгруппы каждого периода.

3. d-элементов сначала заполняется s-подуровень внешнего уровня, а последний электрон идет на d-подуровень предвнешнего уровня. d-Элементы находятся в побочных подгруппах п. с. (У d-элементов возможен проскок электронов с s-подуровня внешнего уровня на свободную d-орбиталь предвнешнего уровня, если это энергетически выгодно.)

4. f-Элементов последний электрон идет на f-подуровень предпредвнешнего уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды.

9.Периодический закон и периодическая таблица химических элементов.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов.

Радиусы атомов и ионов

Атомные радиусы разделяют на металлические, которые мы находим в металлах, сплавах или интерметаллических (?) соединениях, и ковалентные, характерные для неметаллов и вообще для ковалентных молекул.

Ковалентные радиусы в свою очередь подразделяют на тетраэдрические, октаэдрические и т.д. Безусловно нужно различать радиусы при одинарной, двойной и тройной связях. Существуют ещё атомные радиусы по Брэггу–Слейтеру и орбитальные радиусы.

Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов. Их находят по межатомным расстояниям в твердом теле или жидкости, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга, но не связаны между собой ионной, ковалентной или металлической связью.

Ковалентные радиусы

За ковалентный радиус атома при одинарной связи принимают половину расстояния между ядрами 2^х одинаковых атомов, связанных ковалентной связью.

Ионные радиусы

Измерить межъядерное расстояние в молекуле несложно, но решить какая часть этого расстояния приходится на долю катиона, а какая на долю аниона, далеко не просто.

Элетктроотрицательность

Электроотрицательность атома, величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. Известно несколько способов вычисления Э. Так, согласно Р. Малликену (1935), мерой Э. может служить сумма ионизационного потенциала атома и его сродства к электрону; Л. Полингпредложил (1932) другой, более сложный способ вычисления Э. (см. в ст. Химическая связь).Оказалось, однако, что все способы практически приводят к одинаковым результатам. Зная Э., можно приближённо оценить распределение электронной плотности в молекулах многих химических веществ, например определить полярность ковалентной связи.

Ионизационные потенциалы

Ионизационный потенциал, потенциал ионизации, физическая величина, определяемая отношением наименьшей энергии, необходимой для однократной ионизации атома (или молекулы), находящегося в основном состоянии, к заряду электрона. И. п. — мера энергии ионизации, которая равна работе вырывания электрона из атома или молекулы и характеризует прочность связи электрона в атоме или молекуле. И. п. принято выражать в в, численно он равен энергии ионизации в эв.

Сродство к электрону

Сродство атома к электрону A _e - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона Х⁻:

Х⁻ = Х + е ⁻

Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента.

Объяснение этому можно дать, основываясь на меньших размерах первых атомов и большем электрон-электронном отталкивании в них.

Химическая связь, ее типы