Валентные возможности и степени окисления атомов химических элементов

Из этой статьи ты узнаешь: 

• Действительно ли Менделееву приснилась его таблица.
• Что такое валентность.
• Лайфхак для определения валентности: как легко узнать валентность элементов в бинарных соединениях.

Вещества реагируют друг с другом, превращаются из одного в другое — буквально волшебство! В этой статье мы будем разбираться, что кроется за этими превращениями и что определяет возможности элементов.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева — графическое отображение периодического закона

В 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал один из фундаментальных законов химической науки — периодический закон.

Периодический закон — величайшее достижение. После его открытия химия перестала быть просто описательной наукой о различных веществах, появилась почва для более глубокого исследования.

Свойства простых веществ и их соединений находятся в периодической зависимости от порядкового номера.

Самым удобным и распространенным способом графического представления этого закона является таблица. Вещества, расположенные в порядке увеличения их атомного веса, имеют сходные свойства, при этом они повторяются периодически, а не следуют непосредственно друг за другом. Периодический закон объединяет свойства всех известных в настоящий момент химических элементов.

Согласны с Менделеевым — и даже не думаем предлагать тебе «подготовку во сне». Вместо него залетай на на курс «Флеш Финал» — там реальная тренировка на практике с полноценной теорией, чтобы сдать ЕГЭ на 80+ и ОГЭ минимум на «чертёрку». Времени осталось немного, но его достаточно — по ссылке найдёшь отзывы наших учеников, которые уже добились высоких результатов. Успей купить 4 предмета по цене 1.

Порядковый номер элемента, номер периода и группы, их физический смысл

Давайте рассмотрим Периодическую систему более внимательно: 

Каждый элемент располагается строго на своем месте в зависимости от своей электронной конфигурации, которая определяет его свойства.

• Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.
• Количество электронов в атоме совпадает с порядковым номером.
• Наконец, номер группы указывает на высшую валентность.

Химические связи могут образовываться за счет неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне (ВЭУ), за счет неподеленных электронных пар и свободных орбиталей на ВЭУ.

Также есть два основных способа формирования связей: обменный и донорно-акцепторный. 

Связь между металлом и неметаллом не принято обозначать «черточкой», так как «черточка» — это ковалентная связь, а связь между металлом и неметаллом — ионная.

Можно представить, как два неметалла, распознав друг в друге родственную душу, протягивают руку, а их рукопожатие мы и видим как «черточку».

У элементов есть два вида валентности: постоянная валентность и переменная. Большинство химических элементов проявляют переменную валентность:

• Высшая валентность равна номеру группы.
• Низшая валентность вычисляется как «8-№ группы».
• Промежуточная валентность находится между высшей и низшей. 

Высшая валентность соответствует числу неспаренных электронов на s- и p-орбиталях ВЭУ. Для побочных групп это будут s- и d-орбитали.

В обычном (основном или стационарном) состоянии электроны занимают одно положение, которое закреплено в периодической системе. Но при переходе в возбужденное состояние электроны перераспределяются, меняют свое положение относительно энергетических уровней, из-за чего меняется и валентность. Отсюда и появляется вариативность.

Рассмотрим пример:

Атом фосфора в стационарном состоянии имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p3.

Все его 15 электронов расположены на трех энергетических уровнях. На внешнем энергетическом уровне у нас 5 электронов, из которых 3 неспаренных. Именно эти три электрона могут образовывать связи — валентность фосфора равна трем.

Но у фосфора есть еще и d-орбиталь, которая не заполнена электронами. При переходе в возбужденное состояние спаренные электроны s-подуровня перестают быть спаренными, и один электрон отправляется на d-подуровень.

Теперь мы видим, что на ВЭУ пять неспаренных электронов, и валентность фосфора уже равна пяти.

Но не все способны переходить в возбужденное состояние, у некоторых нет вакантной (свободной) орбитали. 

Разберем подробнее, каким образом кислород в соединениях образует 3 связи и почему его валентность атома может быть равна III. Для этого рассмотрим образование молекулы угарного газа (СО).

1) За счет неспаренных электронов углерода и кислорода образовано две связи (обменный механизм).

2) За счет вакантной орбитали атома углерода и спаренных электронов атома кислорода образована третья связь (донорно-акцепторный механизм).

Таким образом, в молекуле СО тройная связь, причем две связи образованы по обменному механизму, а третья — по донорно-акцепторному.

Не всегда высшая валентность равна номеру группы — например, у азота максимальная валентность равна IV.

Возникает вопрос: а почему так? Ответ опять кроется в электронном строении. У азота есть только основное состояние, в котором три неспаренных электрона и неподеленная электронная пара. Возможности «рассорить» эту пару у азота попросту нет, ведь свободных электронных уровней он не имеет. 

Поэтому возможны следующие варианты: 

• один неспаренный электрон образует одну химическую связь = валентность I;
• два неспаренных электрона образуют две химических связи = валентность II;
• три неспаренных электрона образуют три химических связи = валентность III;

• три неспаренных электрона образовали три химических связи + одна неподеленная электронная пара образовала еще одну связь = валентность IV.

Также важно запомнить, что у азота в гидразине N2Н2 валентность равна III.

Определение степени окисления элементов в сложных веществах

Перед тем как научиться определять степень окисления в веществах, давайте вспомним, что же это такое.

Степень окисления, как и валентность, может быть:

• высшая = номеру группы;

Исключения: 

— побочные подгруппы I и VIII групп;

— кислород (максимальная +2);

— фтор (максимальная 0).

• промежуточная;

• низшая

Общие правила определения степени окисления:

1. Атомы металлов способны проявлять только положительные степени окисления, атомы неметаллов — как положительные, так и отрицательные.
2. Если соединение состоит из двух элементов, то нахождение степени окисления полностью совпадает с нахождением валентности элементов в бинарном соединении.
3. Если соединение состоит не из двух, а из трех и более элементов, определение степени окисления будет похоже на механизм определения валентности в бинарных соединениях, но есть и свои особенности. 

О последнем пункте давайте поговорим подробнее.

1. Металлы IA группы в соединениях всегда проявляют степень окисления +1, металлы IIA группы и цинк — степень окисления +2 (исключение — ртуть Hg), алюминий — степень окисления +3.
2. В большинстве своих соединений кислород проявляет СО -2. К исключениям относится степень окисления в пероксидах (там -1), фторида кислорода (там +2), а также надпероксидов (супероксидов) (там -1/2).
3. Фтор всегда проявляет степень окисления -1.
4. Водород практически всегда проявляет степень окисления +1 (кроме гидридов металлов, там -1).

Остальные элементы имеют непостоянные (переменные) степени окисления. Для экзамена стоит запомнить перечень наиболее типичных степеней окисления:

Также важно помнить, что в виде простых веществ (содержащих в составе только один элемент) практически все элементы имеют степень окисления 0.

А теперь перейдем непосредственно к алгоритму определения степеней окисления в сложном веществе:

1. Расставляем постоянные степени окисления.
2. Принимаем искомую (неизвестную) степень окисления за «икс».
3. Учитывая, что сумма СО всех элементов в сложном веществе равна нулю, составляем и решаем уравнение.

А сейчас мы на примере потренируемся расставлять степени окисления в сложных соединениях:

Необходимо расставить СО в сложном веществе: K2CrO4.

Постоянные степени окисления у калия (+1) и кислорода (-2), степень окисления хрома принимаем за «икс». Сумма степеней окисления равна 0, тогда получим:

2 * (+1) + х + 4 * (-2) = 0
2 + х — 8 = 0
х — 6 = 0
х = 6

Таким образом, мы выяснили, что в данном соединении степень окисления хрома равна +6.

Если нам дано не сложное вещество, а ион, то приравниваем сумму степеней окисления не к 0, а к заряду иона. Перейдем к примеру.

Нам дан хромат-ион CrO42-, принимаем за Х степень окисления хрома, для кислорода СО постоянна и равна -2. Заряд иона 2-, но мы для удобства будем его записывать -2, это число будет стоять после знака равно.

х + 4 * (-2) = -2
х — 8 = -2
х = 8 — 2
х = 6

В данном ионе степень окисления хрома также равна +6.

Также есть второй способ. Если мы можем составить для иона вещество, то делаем это, а дальше возвращаемся к проверенной схеме. 

Например, если нам дан хромат-ион CrO42-, составим для него соединение — хромат калия (K2CrO4.), а дальше переходим к решению, записанному выше.

Фактчек

• Свойства химических веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра.
• Таблица Менделеева состоит из: столбцов, то есть групп, и строк, то есть периодов.
• Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.
• Степень окисления отражает «отдачу» или «принятие» электрона атомом, она может быть высшей, промежуточной и низшей.
• Некоторые элементы имеют постоянную степень окисления, а для веществ, имеющих промежуточные степени окисления, определить ее в веществе можно путем составления уравнения.