§ 3. Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів

• Валентність — це здатність атомів утворювати хімічні зв’язки з певною кількістю інших атомів.

• Постійну валентність мають:

• Більшість хімічних елементів мають змінну валентність. Наводимо її значення для деяких з них:

Pb Плюмбум (IV група) — II, IV;

P Фосфор (V група) — III, V;

S Сульфур (VI група) — II, IV, VI;

Cr Хром (VI група) — II, III, VI;

Cl Хлор (VII група) — I, III, V, VII;

Mn Манган (VII група) — II, IV, VI, VII;

Fe Ферум (VIII група) — II, III, VI.

• Валентними електронами називають електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків.

• Ступінь окиснення — це умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що вона складається з йонів.

• Ступінь окиснення може набувати позитивного, негативного та нульового значень.

• У простих речовинах валентність і ступінь окиснення хімічних елементів не збігаються. Наприклад, у молекулі кисню О₂ валентність Оксигену ІІ, а ступінь окиснення 0.

• Визначаючи ступені окиснення елементів у бінарних сполуках, послуговуються рядом електронегативності. Елементи з більшим значенням електронегативності мають від’ємні значення ступенів окиснення.

ЗБУДЖЕНИЙ СТАН АТОМА. Це поняття пов’язане зі здатністю електронів отримувати додаткові порції енергії або віддавати її частину.

Що ближче до ядра розміщений енергетичний рівень, то меншим запасом енергії наділені його електрони. Тобто електрони другого рівня характеризуються меншою енергією, ніж третього; третього — меншою, ніж четвертого і так далі. У межах свого стійкого енергетичного рівня, електрон не виділяє і не поглинає енергії.

Отримавши додатковий запас енергії, наприклад під час нагрівання, електрони переходять на вищий енергетичний підрівень, атом набуває збудженого стану. Щоб відрізняти збуджений стан атома від основного, символ елемента записують зі значком *. Розглянемо це на прикладі Карбону.

Наведені зображення доводять, що атом Карбону може мати два валентні стани. В одному з них (основному) в атома Карбону два неспарених електрони, і це визначає його мінімальну валентність ІІ та ступінь окиснення +2. У другому стані (збудженому) неспарених електронів чотири. За рахунок них Карбон утворює чотири спільні електронні пари з іншими атомами — набуває чотиривалентного стану і має ступінь окиснення +4 або -4:

Здатність електронів переходити на інші енергетичні підрівні зумовлює наявність в атомів одного хімічного елемента кількох ступенів окиснення.

ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ АТОМІВ НЕМЕТАЛІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ, ЩО ЗУМОВЛЮЮТЬ ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ НЕМЕТАЛІВ. З вивченого в основній школі ви знаєте, що вища валентність хімічних елементів груп А дорівнює номеру групи, проте існують винятки. Наприклад, Оксиген розташований у VI групі, проте ніколи не буває шестивалентним. Елемент цієї ж підгрупи Сульфур має сполуки, у яких він шестивалентний, наприклад сульфур(VI) оксид SO₃. Поряд з цим існує сульфур(IV) оксид SO₂ з чотиривалентним Сульфуром і гідроген сульфід H₂S, у якому валентність Сульфуру дорівнює двом.

Електронні конфігурації зовнішніх енергетичних рівнів Оксигену і Сульфуру однакові:

Графічні електронні формули атомів Оксигену й Сульфуру свідчать, що в атома Оксигену відсутні вільні енергетичні комірки, тому він не може перейти в збуджений стан і мати більше двох неспарених (валентних) електронів. Для атома Сульфуру це цілком реально, тому що в нього є вільні комірки на d-підрівні третього енергетичного рівня. Поглинувши додатково енергію, спарені s- і р-електрони атома Сульфуру займають вільні комірки на d-підрівні. У збудженому стані графічні електронні формули Сульфуру такі:

Тобто, на відміну від Оксигену, з яким Сульфур входить до однієї підгрупи, електрони зовнішнього енергетичного рівня атома Сульфуру можуть стати неспареними й атом Сульфуру розширює свої валентні можливості.

Атоми неметалічних хімічних елементів можуть переходити в збуджений стан, якщо мають на зовнішньому енергетичному рівні вільні енергетичні комірки, збільшуючи цим самим кількість неспарених електронів.

МОЖЛИВІ СТУПЕНІ ОКИСНЕННЯ НЕМЕТАЛІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ 2-го І 3-го ПЕРІОДІВ. В елементів зі змінною валентністю кількість неспарених електронів в основному стані визначає мінімальну валентність атомів, у збудженому стані — проміжні й максимальну (вищу) валентності. Вища (максимальна) валентність здебільшого збігається з номером групи хімічного елемента. Розглянута інформація дає змогу визначити ступені окиснення, яких можуть набувати ті чи інші елементи.

Попрацюйте групами

Щойно ви з’ясували валентні стани Карбону, Оксигену й Сульфуру. Окрім них, у 2-му і 3-му періодах розташовані Бор, Нітроген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Хлор, Аргон. Усі вони розташовані в головних підгрупах, а в атомах елементів головних підгруп валентні електрони розташовані на зовнішньому енергетичному рівні.

Завдання 1. З’ясуйте можливі валентні стани Флуору та Фосфору. Для цього складіть електронні та графічні електронні формули атомів цих елементів, розгляньте можливість переходу валентних електронів на більш віддалені від ядра атома енергетичні підрівні.

Завдання 2. Напишіть формули сполук : а) Флуору з Оксигеном, Флуору з Гідрогеном; б) Фосфору з Оксигеном, Фосфору з Гідрогеном, що відповідають можливим валентним станам їх атомів, зазначте ступені окиснення.

Знаємо, розуміємо

• 1. Завдяки чому атоми одного хімічного елемента можуть мати різні валентні стани?
• 2. Поясніть, що називають ступенем окиснення.
• 3. Про що свідчить той факт, що Ферум утворює сполуки зі ступенями окиснення +2, +3 і навіть може мати ступінь окиснення +6?

Застосовуємо

• 1. Серед наведених електронних формул атомів укажіть, яка належить атому, що перебуває у збудженому стані.

a) ₁₄Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 ;

б) ₁₄Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 .

а) силіцію з киснем;

б) силіцію з воднем;

в) цинку з хлором;

г) фосфору з хлором.

Визначте ступені окиснення елементів у них.

• 3. Який з хімічних елементів — Флуор чи Фосфор — має лише один валентний стан? Поясніть чому.
• 4. Укажіть рядок, у якому записані електронні формули одного й того самого атома в основному і збудженому станах.

А 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 і 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Б 1s 2 2s 2 2p 1 і 1s 2 2s 2 2p 2

В 1s 2 2s 2 2p 5 і 1s 2 2s 2 2p 6

Г 1s 2 2s 2 2p 2 і 1s 2 2s 1 2p 3

✅Таблиця валентності хімічних елементів

Валентність простих речовин можна визначити по таблиці Менделєєва або таблиці валентності хімічних елементів. Що таке валентність і як визначити валентність елемента – на ці питання відповідає наша стаття.

Що таке валентність

Валентність – здатність атома елемента утворювати зв’язок з іншими атомами за рахунок електронів, що знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні.

Будь-який елемент складається з атома, в центрі якого знаходиться позитивно заряджене ядро. Заряд ядра відповідає порядковому номеру елемента в періодичній таблиці. Він завжди позитивний, оскільки кількість протонів перевищує кількість нейтронів.

Навколо ядра рухаються на різній відстані від ядра негативно заряджені електрони. Їх кількість також відповідає порядковому номеру елемента. Останній рівень займають валентні електрони.

Через велику відстань від ядра вони втрачають з ним зв’язок і легко спаровуються із зовнішніми електронами іншого атома. За рахунок утворилася ковалентного зв’язку формується нова речовина, що складається з декількох атомів.

Кількість атомів на зовнішньому рівні визначає валентність елемента і, відповідно, кількість можливих хімічних зв’язків.

Валентність елементів

Всі елементи можна розділити на три групи:

• з постійною валентністю;
• зі змінною валентністю;
• з нульовою валентністю.

Постійна валентність хімічних елементів не змінюється:

• у лужних металів, фтору (I);
• у лужноземельних металів, кисню (II);
• у алюмінію (III).

Мінлива валентність характерна іншим елементам. Атоми цих елементів містять d-підрівень, який може приймати електрони з s- і p-підрівнів.

В результаті спарені електрони розпарюються і утворюють додаткові зв’язку. Один елемент може проявляти I-VII валентності.

Так звану нульову валентність мають інертні або благородні гази. На зовнішньому енергетичному рівні можуть містити до восьми електронів. Однак ці елементи хімічно неактивні і не утворюють зв’язку з іншими атомами.

Валентність показує, скільки атомів елементів знаходиться в речовині. Індекси елементів вираховуються як кратне валентностей, по черзі поділене на значення валентності елементів. Наприклад, валентність Na – I, O – II, спільне кратне – 2 (1 ∙ 2). Поділивши 2 спочатку на I, потім на II, отримуємо формулу сполуки Na2O.

Як визначити

Запам’ятовувати валентність кожного елемента необов’язково. Досить подивитися в таблицю Менделєєва або використовувати спеціальну таблицю валентності.

У періодичній таблиці вищої валентності відповідає номер групи. Нижчу валентність можна дізнатися, віднявши від восьми номер групи.

Однак можуть бути винятки. Наприклад, кремній знаходиться в IV групі, його вища валентність – IV. Скориставшись формулою обчислення вищої валентності, можна прийти до висновку, що нижчої валентності у кремнію немає, вона завжди дорівнює IV.

Однак це не так. Нижча валентність кремнію – II. Інший приклад: вища валентність азоту – V. Але елемент цю валентність проявляє рідко, набагато частіше – II і III.

За формулою речовини можна визначити змінну валентність одного з елементів. Для цього відому (постійну) валентність одного елемента множать на відповідний йому індекс. Число, що ділять на індекс визначається елемента. Наприклад, обчислення валентності фосфору в з’єднанні P₂O₅: 2 ∙ 5/2 = 5 (V).

Що ми дізналися?

З уроку 8 класу дізналися, що таке валентність елементів. З’ясувати значення валентності можна з періодичної (відповідає номеру групи) або спеціальної таблиці валентності. Більшість елементів проявляє змінну валентність, яка обумовлюється наявністю в атомах таких елементів d-підрівні.

Постійну валентність мають метал I-II груп, кисень, фтор, алюміній. Знати валентність необхідно для складання формул складних речовин.

§ 6. Ковалентний хімічний зв’язок та донорно-акцепторний механізм його утворення (на прикладі катіона амонію)

УТВОРЕННЯ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ’ЯЗКУ. На відміну від йонного зв’язку, під час утворення якого атоми металічних елементів віддають валентні електрони, а атоми неметалічних елементів приєднують їх, утворення хімічного зв’язку між атомами неметалічних елементів відбувається по-іншому. Атоми не віддають і не приєднують електрони в односторонньому порядку, а утворюють із валентних неспарених електронів спільні електронні пари в такій кількості, що забезпечує кожному атому завершену будову зовнішнього енергетичного рівня. Утворений у такий спосіб хімічний зв’язок називають ковалентним.

З’ясовувати особливості утворення цього зв’язку розпочнемо на прикладі молекули гідроген хлориду НCl.

Спершу складемо електронні та графічні електронні формули атомів обох хімічних елементів.

Найближчим до Гідрогену інертним елементом є Гелій, електронна оболонка атома якого складається з двох електронів. Отже, Гідрогену достатньо утворити одну спільну з Хлором електронну пару, аби досягти завершеності енергетичного рівня (мал. 9).

Мал. 9. Модель утворення молекули гідроген хлориду

Зовнішньому енергетичному рівню атома Хлору не вистачає одного електрона, аби мати однакову електронну конфігурацію з найближчим до нього інертним хімічним елементом Аргоном. Маючи по одному неспареному електрону, атом Гідрогену й атом Хлору утворюють спільну електронну пару і в такий спосіб їхні зовнішні енергетичні рівні стають завершеними.

Ковалентний хімічний зв’язок — це хімічний зв’язок, утворений завдяки тому, що два атома роблять спільними пару (пари) валентних електронів у кількості, необхідній їм для завершення зовнішніх енергетичних рівнів.

Утворення спільних електронних пар відбувається з виділенням енергії. Це енергетично вигідно, оскільки молекула більш енергетично стійка, ніж поодинокий атом. Щоб зруйнувати ковалентний зв’язок, необхідно затратити стільки ж енергії, скільки її виділилося під час утворення хімічного зв’язку.

ВИДИ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ’ЯЗКУ. Від утворення спільних електронних пар виникає область з відносно високою електронною густиною й між нею та атомними центрами діють сили притягання. Якщо молекула утворена атомами елементів з однаковим значенням електронегативності, то електронна густина спільної пари електронів не зміщується в бік одного з них, бо кожен атом діє на неї з однаковою силою. Такий ковалентний зв’язок називають неполярним.

Ковалентний неполярний зв’язок — це зв’язок, у якого спільна пара електронів локалізована симетрично відносно центрів обох атомів.

Повернемося до вже розглянутої будови атомів Гідрогену і Хлору, щоб з’ясувати хімічний зв’язок у двохатомних молекулах простих речовин водню Н₂ і хлору Cl₂. Розглянемо електронні формули молекул цих речовин:

Вони свідчать про утворення ковалентного неполярного зв’язку.

Електронна формула молекули — це запис складу речовини за допомогою символів хімічних елементів і крапок, що позначають електрони зовнішнього енергетичного рівня.

Якщо ж ковалентний зв’язок утворюють атоми з різною електронегативністю, то ймовірність перебування електронів хімічного зв’язку поблизу зв’язаних атомів буде різною. Для більш електронегативного атома вона більша. І це показано на схемі утворення ковалентного зв’язку в молекулі гідроген хлориду (мал. 9).

• Скористайтесь значеннями електронегативності Гідрогену і Хлору, щоб пояснити зміщення електронної пари в молекулі гідроген хлориду.

Ковалентний зв’язок, утворений атомами різних елементів, у якому розподіл електронної густини спільної електронної пари є несиметричним відносно центрів обох атомів, називається полярним ковалентним зв’язком.

Утворення спільних електронних пар відбувається з неспарених електронів. Кількість їх може збільшуватися завдяки переходу атома у збуджений стан.

Залежно від кількості електронних пар, які стають спільними для сполучених атомів, ковалентні зв’язки можуть бути одинарними, подвійними та потрійними.

Прикладом одинарного зв’язку в молекулах неорганічних речовин є зв’язок атомів Гідрогену в молекулі водню Н – Н; подвійного — атомів Оксигену в молекулі кисню О = О; потрійного — атомів Нітрогену в молекулі азоту N ≡ N.

• Пригадайте одинарні ковалентні зв’язки атомів Карбону в алканах, подвійні в алкенах і потрійні в алкінах.

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНИЙ МЕХАНІЗМ УТВОРЕННЯ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ’ЯЗКУ. Розглянемо його утворення на прикладі катіона амонію NH + ₄, а для цього виконаємо спершу демонстраційний дослід. Ополоснемо одну чисто вимиту колбу концентрованим розчином амоніаку, іншу — концентрованою хлоридною кислотою (мал. 10, а, на с. 34). З’єднаємо отвори колб, як показано на малюнку 10, б , на с. 34. Спостерігатимемо, що колби починають у верхніх своїх частинах заповнюватися білим «димом». Такий вигляд мають дрібні кристалики солі амоній хлориду NH₄Cl — продукту реакції сполучення цих двох летких сполук неметалічних елементів з Гідрогеном.

NH₃ + НСl = NH₄Cl (амоній хлорид)

Мал. 10. Взаємодія амоніаку з гідроген хлоридом: а — колби з реагентами; б — утворення амоній хлориду

У реакції катіон Гідрогену, утворений унаслідок дисоціації хлоридної кислоти, приєднався до молекули амоніаку й утворився амоній-катіон NH +₄ .

Амоній-катіон — це однозарядний позитивний йон NH + ₄, що утворюється внаслідок приєднання Гідроген-катіону до молекули амоніаку.

Утворення амоній-катіону відбувається за допомогою ковалентного зв’язку, але його механізм особливий — донорно-акцепторний. Щоб зрозуміти цей механізм, розглянемо електронну формулу молекули амоніаку:

Як свідчить електронна формула, за рахунок трьох неспарених електронів Нітроген утворив три ковалентні полярні зв’язки з трьома атомами Гідрогену. Усі атоми молекули амоніаку досягли завершення зовнішніх енергетичних рівнів. В атома Нітрогену він складається з восьми електронів, у атомів Гідрогену — з двох.

Електронегативність Гідрогену дорівнює 2,1; Нітрогену — 3,5. Тому спільні електронні пари зміщені до більш електронегативного Нітрогену. Цим пояснюється полярність утворених ковалентних зв’язків.

Зверніть увагу, що серед чотирьох електронних пар атома Нітрогену в молекулі амоніаку одна є особливою в тому сенсі, що утворена не внаслідок взаємодії з атомом Гідрогену. За походженням — це ті два спарені s-електрони зовнішнього енергетичного рівня атома Нітрогену, що є в нього на 2s-nідрівні:

Катіон Гідрогену Н + , що утворюється внаслідок електролітичної дисоціації гідроген хлориду в розчині, має вільну електронну орбіталь ⃞. За рахунок неї та вільної електронної пари Нітрогену утворюється ще один ковалентний зв’язок. У його утворенні Нітроген виступив донором електронів (надав свою вільну електронну пару катіону Гідрогену), а катіон Гідрогену став акцептором — її приймачем. Утворився катіон амонію (мал. 11).

Мал. 11. Утворення катіона амонію NH + ₄

Як видно з малюнка 11, у катіоні амонію чотири ковалентні зв’язки, з яких три утворені спільними електронними парами, а один — за донорно-акцепторним механізмом.

Ковалентний зв’язок може виникати між двома атомами, один з яких має пару електронів, а другий — вакантну (незаповнену електронами) орбіталь. Такий механізм утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним. Атом, який надає власну (вільну) електронну пару, називається донором, а атом, який має вільну орбіталь, називають акцептором.

Про хімічні реакції, у яких відбувається утворення катіона амонію, ви дізнаєтесь більше в темі 4.

ВОДНЕВИЙ ЗВ’ЯЗОК. Ознайомтесь з утворенням водневого зв’язку між молекулами води (мал. 12) та молекулами спиртів (мал. 13 на с. 36).

Мал. 12. Схема утворення водневого зв’язку між молекулами води

Мал. 13. Модель утворення водневого зв’язку між молекулами метанолу

Водневий зв’язок — це зв’язок між атомом Гідрогену, що зв’язаний з сильно електронегативним атомом (F, O, N) і має частково позитивний заряд, й іншим електронегативним атомом (Флуору F, Оксигену О, Нітрогену N) цієї чи іншої молекули.

В обох прикладах розглянуто міжмолекулярний водневий зв’язок. Існує також внутрішньомолекулярний водневий зв’язок, який забезпечує «зв’язування» окремих частин однієї молекули. Внутрішньомолекулярний зв’язок існує в білкових молекулах, ним зумовлена їхня вторинна структура (мал. 14). Утворення подвійної спіралі ДНК частково відбувається завдяки водневим зв’язкам.

Мал. 14. Приклад вторинної структури білків

Водневий зв’язок слабкіший за йонний і ковалентний, але він відіграє важливу роль у фізіологічних і біохімічних процесах, що відбуваються в організмах.

Попрацюйте групами

Обговоріть утворення в розчині водневого зв’язку між молекулами води і спирту. Подібно малюнкам 12 і 13 схематично зобразіть його утворення між молекулами води й етанолу.

Сторінка ерудита

У 10 класі, вивчаючи органічну хімію, ви дізналися про нітрогеновмісні органічні сполуки — аміни, одним з яких є метанамін СН₃ — NH₂. За здатність взаємодіяти з водою і кислотами, розчинятись у воді з утворенням лужного середовища аміни дістали назву «органічні основи». Атом Нітрогену аміногрупи — NH₂, як і атом Нітрогену амоніаку NH₃, має вільну електронну пару. Завдяки їй катіон Гідрогену від води або кислоти утворює ковалентний зв’язок за донорно-акцепторним механізмом. Взаємодію відображає рівняння:

Знаємо, розуміємо

• 1. Який зв’язок називають ковалентним? Які види ковалентного зв’язку ви знаєте?
• 2. У чому полягає відмінність між йонним і ковалентним зв’язками?
• 3. Поясніть донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.
• 4. Наведіть приклади речовин із різними видами хімічного зв’язку.

Застосовуємо

• 1. Розташуйте символи хімічних елементів за збільшенням електронегативності.

• 2. Серед наведених формул — НI, О₂, АlСl₃, Н₂, СаО, Сl₂ — переважають формули сполук з.

А ковалентним полярним зв’язком

Б ковалентним неполярним зв’язком

В йонним зв’язком

Г водневим зв’язком

• 3. Укажіть напівсхему реакції, унаслідок якої утворюється сполука з ковалентним полярним зв’язком.

• 4. Укажіть тип хімічного зв’язку в продукті реакції сполучення простих речовин, утворених хімічними елементами з протонними числами 15 і 8.

Б ковалентний неполярний

Г ковалентний полярний

• 5. Установіть відповідність між формулами речовин і кількістю спільних електронних пар у їх молекулі.

Формула

Кількість спільних електронних пар

1

А

2

Б

3

В

4

Г

Д

• 6. Розташуйте формули речовин за збільшенням кількості спільних електронних пар у молекулі.

• 7*. Складіть рівняння повної взаємодії простих речовин, атоми яких мають будову зовнішніх енергетичних рівнів. 2s 2 2p 2 i. 3s 2 3p 4 . Назвіть продукт реакції, зазначте вид хімічного зв’язку в ньому.
• 8. Порівняйте механізми утворення ковалентних зв’язків у молекулі амоніаку та йоні амонію. Що в них спільного, а що — відмінного?
• 9. Укажіть вид хімічного зв’язку в речовинах, формули яких: Al, Аl₂О₃, MgS, Na₂O, РН₃, l₂, Na₂SO₄, KNO₃.