إمكانيات التكافؤ. تكافؤ احتمالات ذرات العناصر في المركبات الكيميائية

في دروس الكيمياء ، تعرفت بالفعل على مفهوم تكافؤ العناصر الكيميائية. لقد جمعنا كل شيء في مكان واحد معلومات مفيدةحول هذا السؤال. استخدمه عند التحضير لـ GIA وامتحان الدولة الموحد.

التكافؤ والتحليل الكيميائي

التكافؤ- قدرة ذرات العناصر الكيميائية على الدخول في مركبات كيميائية مع ذرات عناصر أخرى. بمعنى آخر ، إنها قدرة الذرة على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع الذرات الأخرى.

من اللاتينية ، تُرجمت كلمة "التكافؤ" على أنها "القوة والقدرة". اسم حقيقي جدا ، أليس كذلك؟

يعتبر مفهوم "التكافؤ" أحد المفاهيم الأساسية في الكيمياء. تم تقديمه حتى قبل أن يصبح هيكل الذرة معروفًا للعلماء (يعود إلى عام 1853). لذلك ، أثناء دراسة بنية الذرة ، خضعت لبعض التغييرات.

لذلك ، من وجهة نظر النظرية الإلكترونية ، يرتبط التكافؤ ارتباطًا مباشرًا بعدد الإلكترونات الخارجية لذرة عنصر. وهذا يعني أن كلمة "التكافؤ" تعني عدد أزواج الإلكترونات التي ترتبط بها الذرة بذرات أخرى.

مع العلم بذلك ، تمكن العلماء من وصف طبيعة الرابطة الكيميائية. يكمن في حقيقة أن زوجًا من ذرات مادة ما يشترك في زوج من إلكترونات التكافؤ.

قد تسأل ، كيف يمكن لعلماء الكيمياء في القرن التاسع عشر أن يكونوا قادرين على وصف التكافؤ حتى عندما كانوا يعتقدون أنه لا توجد جسيمات أصغر من الذرة؟ لا يمكن القول إن الأمر كان بهذه البساطة - فقد اعتمدوا على التحليل الكيميائي.

طريق تحليل كيميائيحدد علماء الماضي تكوين المركب الكيميائي: كم عدد ذرات العناصر المختلفة الموجودة في جزيء المادة المعنية. للقيام بذلك ، كان من الضروري تحديد الكتلة الدقيقة لكل عنصر في عينة من مادة نقية (بدون شوائب).

من المسلم به أن هذه الطريقة لا تخلو من العيوب. لأنه لا يمكن تحديد تكافؤ عنصر بهذه الطريقة إلا في توليفة بسيطة مع الهيدروجين أحادي التكافؤ دائمًا (الهيدريد) أو الأكسجين ثنائي التكافؤ دائمًا (أكسيد). على سبيل المثال ، تكافؤ النيتروجين في NH3 - III ، حيث ترتبط ذرة هيدروجين بثلاث ذرات نيتروجين. وتكافؤ الكربون في الميثان (CH 4) ، وفقًا لنفس المبدأ ، هو IV.

هذه الطريقة لتحديد التكافؤ مناسبة فقط للمواد البسيطة. لكن في الأحماض ، بهذه الطريقة يمكننا فقط تحديد تكافؤ المركبات مثل بقايا الحمض ، ولكن ليس كل العناصر (باستثناء التكافؤ الهيدروجين المعروف) بشكل منفصل.

كما لاحظت بالفعل ، يُشار إلى التكافؤ بالأرقام الرومانية.

التكافؤ والأحماض

نظرًا لأن تكافؤ الهيدروجين لم يتغير ومعروف جيدًا لك ، يمكنك بسهولة تحديد تكافؤ بقايا الحمض. لذلك ، على سبيل المثال ، في H 2 SO 3 تكافؤ SO 3 هو I ، في HClO 3 تكافؤ ClO 3 هو I.

بطريقة مماثلة ، إذا كانت تكافؤ بقايا الحمض معروفة ، فمن السهل تدوين الصيغة الصحيحة للحمض: NO 2 (I) - HNO 2 ، S 4 O 6 (II) - H 2 S 4 O 6.

التكافؤ والصيغ

مفهوم التكافؤ منطقي فقط للمواد ذات الطبيعة الجزيئية وليس مناسبًا جدًا لوصف الروابط الكيميائية في المركبات ذات الطبيعة العنقودية أو الأيونية أو البلورية ، إلخ.

تعكس المؤشرات في الصيغ الجزيئية للمواد عدد ذرات العناصر التي يتكون منها تركيبها. تساعد معرفة تكافؤ العناصر على ترتيب المؤشرات بشكل صحيح. بالطريقة نفسها ، من خلال النظر إلى الصيغة الجزيئية والمؤشرات ، يمكنك تسمية تكافؤ العناصر المكونة.

تقوم بمثل هذه المهام في دروس الكيمياء في المدرسة. على سبيل المثال ، عند وجود الصيغة الكيميائية لمادة يُعرف فيها تكافؤ أحد العناصر ، يمكن للمرء بسهولة تحديد تكافؤ عنصر آخر.

للقيام بذلك ، عليك فقط أن تتذكر أنه في مادة ذات طبيعة جزيئية ، يكون عدد التكافؤات لكلا العنصرين متساويًا. لذلك ، استخدم المضاعف المشترك الأصغر (المقابل لعدد التكافؤات الحرة المطلوبة للاتصال) لتحديد تكافؤ العنصر الذي لا تعرفه.

لتوضيح ذلك ، لنأخذ صيغة أكسيد الحديد Fe 2 O 3. هنا ، تشارك ذرتان من الحديد مع التكافؤ الثالث و 3 ذرات أكسجين مع التكافؤ الثاني في تكوين رابطة كيميائية. المضاعف المشترك الأصغر هو 6.

مثال: لديك صيغ Mn 2 O 7. أنت تعرف تكافؤ الأكسجين ، فمن السهل حساب أن المضاعف المشترك الأصغر هو 14 ، وبالتالي فإن تكافؤ Mn هو VII.

وبالمثل ، يمكنك أن تفعل العكس: اكتب الصيغة الكيميائية الصحيحة للمادة ، مع معرفة تكافؤ العناصر المكونة لها.

مثال: من أجل تدوين صيغة أكسيد الفوسفور بشكل صحيح ، نأخذ في الاعتبار تكافؤ الأكسجين (II) والفوسفور (V). ومن ثم ، فإن المضاعف المشترك الأصغر لـ P و O هو 10. لذلك ، فإن الصيغة لها الشكل التالي: P 2 O 5.

من خلال معرفة خصائص العناصر التي تظهر في المركبات المختلفة جيدًا ، يمكن للمرء تحديد تكافؤها حتى من خلال ظهور مثل هذه المركبات.

على سبيل المثال: أكاسيد النحاس حمراء اللون (Cu 2 O) والأسود (CuO). هيدروكسيدات النحاس ملونة باللون الأصفر (CuOH) والأزرق (Cu (OH) 2).

ولجعل الروابط التساهمية في المواد أكثر وضوحًا وفهمًا لك ، اكتب صيغها الهيكلية. تُظهر الشرطات بين العناصر الروابط (التكافؤات) الناشئة بين ذراتها:

خصائص التكافؤ

اليوم ، يعتمد تعريف تكافؤ العناصر على المعرفة حول بنية غلاف الإلكترون الخارجي لذراتهم.

يمكن أن يكون التكافؤ:

ثابت (معادن المجموعات الفرعية الرئيسية) ؛
متغير (غير الفلزات ومعادن المجموعات الجانبية):

أعلى تكافؤ
تكافؤ أقل.

يبقى الثابت في المركبات الكيميائية المختلفة:

تكافؤ الهيدروجين والصوديوم والبوتاسيوم والفلور (I) ؛
تكافؤ الأكسجين والمغنيسيوم والكالسيوم والزنك (II) ؛
تكافؤ الألمنيوم (III).

لكن تكافؤ الحديد والنحاس والبروم والكلور ، بالإضافة إلى العديد من العناصر الأخرى ، يتغير عندما تشكل مركبات كيميائية مختلفة.

التكافؤ والنظرية الإلكترونية

في إطار النظرية الإلكترونية ، يتم تحديد تكافؤ الذرة على أساس عدد الإلكترونات غير المزدوجة التي تشارك في تكوين أزواج الإلكترونات مع إلكترونات الذرات الأخرى.

فقط الإلكترونات الموجودة على الغلاف الخارجي للذرة تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. لذلك ، فإن الحد الأقصى للتكافؤ لعنصر كيميائي هو عدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي لذرته.

يرتبط مفهوم التكافؤ ارتباطًا وثيقًا بالقانون الدوري ، الذي اكتشفه د. آي. مندليف. إذا نظرت عن كثب إلى الجدول الدوري ، يمكنك أن تلاحظ بسهولة: موضع عنصر في النظام الدوري وتكافئه مرتبطان ارتباطًا وثيقًا. يتوافق أعلى تكافؤ للعناصر التي تنتمي إلى نفس المجموعة مع الرقم الترتيبي للمجموعة في النظام الدوري.

سوف تكتشف أقل تكافؤ عندما تطرح رقم المجموعة للعنصر الذي يثير اهتمامك من عدد المجموعات في الجدول الدوري (هناك ثمانية منهم).

على سبيل المثال ، تتطابق تكافؤ العديد من المعادن مع أرقام المجموعة في جدول العناصر الدورية التي تنتمي إليها.

جدول تكافؤ العناصر الكيميائية

رقم سري

كيم. عنصر (رقم ذري)

اسم

رمز كيميائي

التكافؤ

هيدروجين

الهيليوم / الهيليوم

الليثيوم / الليثيوم

البريليوم / البريليوم

الكربون / الكربون

نيتروجين / نيتروجين

أكسجين / أكسجين

الفلور / الفلور

نيون / نيون

صوديوم

المغنيسيوم / المغنيسيوم

الألومنيوم

السيليكون / السيليكون

الفوسفور / الفوسفور

كبريت

الكلور / الكلور

أرجون / أرجون

البوتاسيوم / البوتاسيوم

كالسيوم / كالسيوم

سكانديوم / سكانديوم

التيتانيوم / التيتانيوم

الفاناديوم / الفاناديوم

الكروم / الكروم

المنغنيز / المنغنيز

حديد / حديد

كوبالت / كوبالت

نيكل / نيكل

نحاس

الزنك / الزنك

الجاليوم / الجاليوم

الجرمانيوم / الجرمانيوم

الزرنيخ / الزرنيخ

السيلينيوم / السيلينيوم

البروم / البروم

كريبتون / كريبتون

الروبيديوم / الروبيديوم

السترونشيوم / السترونتيوم

الإيتريوم / الإيتريوم

الزركونيوم / الزركونيوم

النيوبيوم / النيوبيوم

الموليبدينوم / الموليبدينوم

تكنيتيوم / تكنيتيوم

الروثينيوم / الروثينيوم

الروديوم

البلاديوم / البلاديوم

فضي / فضي

الكادميوم / الكادميوم

إنديوم / إنديوم

القصدير / القصدير

الأنتيمون / الأنتيمون

التيلوريوم / التيلوريوم

اليود / اليود

زينون / زينون

السيزيوم / السيزيوم

الباريوم / الباريوم

اللانثانم / اللانثانم

السيريوم / السيريوم

البراسيوديميوم / البراسيوديميوم

نيوديميوم / نيوديميوم

بروميثيوم / بروميثيوم

السامرة / السامريوم

اليوروبيوم / اليوروبيوم

الجادولينيوم / الجادولينيوم

تيربيوم / تيربيوم

الديسبروسيوم / الديسبروسيوم

هولميوم / هولميوم

الإربيوم / الإربيوم

الثوليوم / الثوليوم

الإيتربيوم / الإيتربيوم

اللوتيتيوم / اللوتيتيوم

الهافنيوم / الهافنيوم

التنتالوم / التنتالوم

التنغستن / التنغستن

الرينيوم / الرينيوم

الأوزميوم / الأوزميوم

إيريديوم / إيريديوم

البلاتين / البلاتين

ذهب / ذهب

عطارد / عطارد

الخصر / الثاليوم

الرصاص / الرصاص

البزموت / البزموت

البولونيوم / البولونيوم

أستاتين / أستاتين

الرادون / الرادون

الفرانسيوم / الفرانسيوم

الراديوم / الراديوم

الأكتينيوم / الأكتينيوم

الثوريوم / الثوريوم

بروكتينيوم / بروتاكتينيوم

أورانوس / اليورانيوم

أنا

(الأول) ، الثاني ، الثالث ، الرابع ، الخامس

الأول ، (الثاني) ، الثالث ، (الرابع) ، الخامس ، السابع

الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، السادس ، السابع

الثاني ، الثالث ، (الرابع) ، السادس

(I) ، II ، (III) ، (IV)

الأول ، (الثالث) ، (الرابع) ، الخامس

(الثاني) ، (الثالث) ، الرابع

(الثاني) ، الثالث ، (الرابع) ، الخامس

(II) ، III ، (IV) ، (V) ، VI

(الثاني) ، الثالث ، الرابع ، (السادس) ، (السابع) ، الثامن

(II) ، (III) ، IV ، (VI)

الأول ، (الثالث) ، (الرابع) ، الخامس ، السابع

(II) ، (III) ، (IV) ، (V) ، VI

(الأول) ، الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، (الخامس) ، السادس ، السابع

(الثاني) ، الثالث ، الرابع ، السادس ، الثامن

(I) ، (II) ، III ، IV ، VI

(الأول) ، الثاني ، (الثالث) ، الرابع ، السادس

(II) ، III ، (IV) ، (V)

لايوجد بيانات

(II) ، III ، IV ، (V) ، VI

بين قوسين يتم إعطاء تلك التكافؤات التي نادرًا ما تظهرها العناصر التي تمتلكها.

التكافؤ وحالة الأكسدة

لذا ، عند الحديث عن درجة الأكسدة ، فإنهم يعنون أن ذرة في مادة ذات طبيعة أيونية (وهو أمر مهم) لها شحنة شرطية معينة. وإذا كان التكافؤ خاصية محايدة ، فيمكن أن تكون حالة الأكسدة سالبة أو موجبة أو مساوية للصفر.

من المثير للاهتمام أنه بالنسبة لذرة من نفس العنصر ، اعتمادًا على العناصر التي تشكل بها مركبًا كيميائيًا ، يمكن أن تكون حالة التكافؤ والأكسدة متماثلة (H 2 O ، CH 4 ، إلخ) وتختلف (H 2 O 2 ، HNO 3).

استنتاج

بتعميق معرفتك ببنية الذرات ، ستتعلم بشكل أعمق ومزيد من التفاصيل حول التكافؤ. هذا التوصيف للعناصر الكيميائية ليس شاملا. لكن لها قيمة تطبيقية كبيرة. ما شاهدته بنفسك أكثر من مرة ، حل المشكلات وإجراء التجارب الكيميائية في الفصل.

تم تصميم هذه المقالة لمساعدتك في تنظيم معرفتك بالتكافؤ. وأيضًا لتذكر كيف يمكن تحديدها وأين يتم استخدام التكافؤ.

نأمل أن تكون هذه المادة مفيدة لك في تحضير واجباتك المدرسية والإعداد الذاتي للاختبارات والامتحانات.

الموقع ، مع النسخ الكامل أو الجزئي للمادة ، يلزم وجود رابط إلى المصدر.

مفهوم التكافؤتأتي من الكلمة اللاتينية "فالنتيا" وكانت معروفة في وقت مبكر في منتصف القرن التاسع عشر. أول إشارة "واسعة" للتكافؤ كانت في أعمال ج. دالتون ، الذي جادل بأن جميع المواد تتكون من ذرات مترابطة بنسب معينة. بعد ذلك ، قدم فرانكلاند مفهوم التكافؤ ، والذي تم تطويره بشكل أكبر في أعمال كيكول ، الذي تحدث عن العلاقة بين التكافؤ والرابطة الكيميائية ، أ. Butlerov ، الذي ربط في نظريته حول بنية المركبات العضوية التكافؤ بتفاعل مركب كيميائي معين ، و D.I. منديليف (في النظام الدوريالعناصر الكيميائية ، يتم تحديد أعلى تكافؤ للعنصر من خلال رقم المجموعة).

تعريف

التكافؤهو عدد الروابط التساهمية التي يمكن أن تشكلها الذرة بالاقتران مع الرابطة التساهمية.

يتم تحديد تكافؤ عنصر من خلال عدد الإلكترونات غير المزاوجة في الذرة ، لأنها تشارك في تكوين رابطة كيميائية بين الذرات في الجزيئات المركبة.

تتميز الحالة الأساسية للذرة (الحالة ذات الحد الأدنى من الطاقة) بالتكوين الإلكتروني للذرة ، والذي يتوافق مع موضع العنصر في النظام الدوري. الحالة المثارة هي حالة طاقة جديدة للذرة ، مع توزيع جديد للإلكترونات ضمن مستوى التكافؤ.

يمكن تصوير التكوينات الإلكترونية للإلكترونات في الذرة ليس فقط في شكل صيغ إلكترونية ، ولكن أيضًا بمساعدة الصيغ الإلكترونية الرسومية (الطاقة ، الخلايا الكمومية). تشير كل خلية إلى مدار ، ويشير السهم إلى إلكترون ، ويشير اتجاه السهم (لأعلى أو لأسفل) إلى دوران الإلكترون ، وتشير الخلية الحرة إلى مدار حر يمكن أن يشغله الإلكترون عند الإثارة. إذا كان هناك إلكترونان في الخلية ، فإن هذه الإلكترونات تسمى مقترنة ، إذا كان الإلكترون 1 غير مزاوج. فمثلا:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

تمتلئ المدارات بالطريقة التالية: أولاً ، إلكترون واحد له نفس السبين ، ثم الإلكترون الثاني مع يدور معاكسة. نظرًا لوجود ثلاثة مدارات بنفس الطاقة على المستوى الفرعي 2p ، شغل كل من الإلكترونين مدارًا واحدًا. بقي مدار واحد مجانيًا.

تحديد التكافؤ لعنصر من خلال الصيغ الإلكترونية الرسومية

يمكن تحديد تكافؤ عنصر من خلال الصيغ الإلكترونية الرسومية للتكوينات الإلكترونية للإلكترونات في الذرة. النظر في ذرتين ، النيتروجين والفوسفور.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

لان يتم تحديد تكافؤ عنصر من خلال عدد الإلكترونات غير المزاوجة ، وبالتالي فإن تكافؤ النيتروجين هو III. نظرًا لأن ذرة النيتروجين لا تحتوي على مدارات حرة ، فإن حالة الإثارة مستحيلة لهذا العنصر. ومع ذلك ، فإن III ليس الحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين ، والحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين هو V ويتم تحديده بواسطة رقم المجموعة. لذلك ، يجب أن نتذكر أنه بمساعدة الصيغ الإلكترونية الرسومية ، ليس من الممكن دائمًا تحديد أعلى تكافؤ ، بالإضافة إلى جميع التكافؤات المميزة لهذا العنصر.

15 ف 1 ث 2 2 ث 2 2 ص 6 3 ث 2 3 ص 3

في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الفوسفور على 3 إلكترونات غير متزاوجة ، وبالتالي فإن تكافؤ الفوسفور هو III. ومع ذلك ، توجد مدارات d حرة في ذرة الفوسفور ، وبالتالي ، فإن الإلكترونات الموجودة في المستوى الفرعي 2s قادرة على الهبوط واحتلال المدارات الشاغرة من المستوى الفرعي d ، أي اذهب إلى حالة من الإثارة.

الآن تحتوي ذرة الفوسفور على 5 إلكترونات غير متزاوجة ، وبالتالي ، فإن الفوسفور له أيضًا تكافؤ يساوي V.

العناصر التي لها قيم تكافؤ متعددة

يمكن أن تحتوي عناصر مجموعات IVA - VIIA على عدة قيم تكافؤ ، وكقاعدة عامة ، يتغير التكافؤ في خطوات من وحدتين. ترجع هذه الظاهرة إلى حقيقة أن الإلكترونات تشارك في تكوين رابطة كيميائية في أزواج.

على عكس عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية ، لا تُظهر عناصر المجموعات الفرعية B ، في معظم المركبات ، تكافؤًا أعلى يساوي رقم المجموعة ، على سبيل المثال ، النحاس والذهب. بشكل عام ، تُظهر العناصر الانتقالية تنوعًا كبيرًا الخواص الكيميائية، وهو ما يفسره مجموعة كبيرة من التكافؤ.

ضع في اعتبارك الصيغ الرسومية الإلكترونية للعناصر وحدد فيما يتعلق بالعناصر التي لها تكافؤات مختلفة (الشكل 1).

مهام:تحديد احتمالات التكافؤ لذرات As و Cl في الأرض والحالات المثارة.

يتم تحديد خصائص الذرة إلى حد كبير من خلال بنية طبقتها الإلكترونية الخارجية. يمكن للإلكترونات الموجودة على الطبقة الإلكترونية الخارجية ، وأحيانًا على الطبقة الإلكترونية قبل الأخيرة من الذرة ، أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. تسمى هذه الإلكترونات التكافؤ.على سبيل المثال ، يوجد في ذرة الفوسفور 5 إلكترونات تكافؤ: (الشكل 1).

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية لذرة الفوسفور

توجد إلكترونات التكافؤ لذرات عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية في المدارات s و p للطبقة الإلكترونية الخارجية. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، باستثناء اللانثانيدات والأكتينيدات ، توجد إلكترونات التكافؤ في المدارات s في المدارات الخارجية والمدارات d للطبقات قبل الأخيرة.

التكافؤ هو قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية. هذا التعريفومفهوم التكافؤ صحيح فقط فيما يتعلق بالمواد ذات النوع التساهمي من الرابطة. بالنسبة للمركبات الأيونية ، لا ينطبق هذا المفهوم ؛ بدلاً من ذلك ، يتم استخدام المفهوم الرسمي "لحالة الأكسدة".

يتميز التكافؤ بعدد أزواج الإلكترونات التي تشكلت أثناء تفاعل ذرة مع ذرات أخرى. على سبيل المثال ، تكافؤ النيتروجين في الأمونيا NH 3 هو ثلاثة (الشكل 2).

أرز. 2. الصيغ الإلكترونية والرسومية لجزيء الأمونيا

يعتمد عدد أزواج الإلكترونات التي يمكن أن تشكلها الذرة مع الذرات الأخرى بشكل أساسي على عدد إلكتروناتها غير المزاوجة. على سبيل المثال ، في ذرة كربون ، يوجد إلكترونان غير متزاوجان في مدارات 2p (الشكل 3). من خلال عدد الإلكترونات غير المزاوجة ، يمكننا القول أن ذرة الكربون هذه يمكن أن تظهر تكافؤًا يساوي II.

أرز. 3. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في الحالة الأرضية

في جميع المواد العضوية وبعض المركبات غير العضوية ، يكون الكربون رباعي التكافؤ. مثل هذا التكافؤ ممكن فقط في الحالة المثارة لذرة الكربون ، والتي تمر عند تلقي طاقة إضافية.

في الحالة المثارة ، يتم إقران إلكترونات 2s في ذرة الكربون ، ويمر أحدها إلى مدار 2p مجاني. يمكن لأربعة إلكترونات غير متزاوجة المشاركة في تكوين أربع روابط تساهمية. عادةً ما يُرمز إلى الحالة المثارة للذرة بعلامة النجمة (الشكل 4).

أرز. 4. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في حالة الإثارة

هل يمكن أن يكون للنيتروجين تكافؤ يساوي خمسة - حسب عدد إلكترونات التكافؤ؟ ضع في اعتبارك احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين.

توجد طبقتان من الإلكترون في ذرة النيتروجين ، حيث توجد 7 إلكترونات فقط (الشكل 5).

أرز. 5. مخطط الكتروني لهيكل الطبقة الخارجية لذرة النيتروجين

يمكن أن يشترك النيتروجين في ثلاثة أزواج من الإلكترونات مع ثلاثة إلكترونات أخرى. يمكن أن يشارك زوج من الإلكترونات في المدار 2s أيضًا في تكوين رابطة ، ولكن وفقًا لآلية مختلفة - متبرع - متقبل ، يشكل رابطة رابعة.

من المستحيل إزالة إلكترونات 2s في ذرة النيتروجين ، حيث لا يوجد مستوى فرعي d على طبقة الإلكترون الثانية. لذلك ، فإن أعلى تكافؤ للنيتروجين هو IV.

تلخيص الدرس

لقد تعلمت في الدرس تحديد إمكانيات التكافؤ لذرات العناصر الكيميائية. أثناء دراسة المادة ، تعرفت على عدد ذرات العناصر الكيميائية الأخرى التي يمكن لذرة معينة أن تلتصق بها ، وكذلك سبب عرض العناصر لقيم تكافؤ مختلفة.

فهرس

نوفوشينسكي الأول ، نوفوشينسكايا إن إس. كيمياء. كتاب مدرسي للصف العاشر عام. inst. مستوى الملف الشخصي. - م: LLC "TID" كلمة روسية- RS "، 2008. (§ 9)
Rudzitis G.E. كيمياء. أساسيات الكيمياء العامة. الصف 11: كتاب مدرسي. للعامة المؤسسة: المستوى الأساسي / G.E. رودزيتيس ، إف جي. فيلدمان. - م: التعليم ، JSC "الكتب المدرسية في موسكو" ، 2010. (§ 5)
Radetsky A.M. كيمياء. مواد تعليمية. 10-11 درجات. - م: التعليم ، 2011.
خومتشينكو آي. مجموعة من المشاكل والتمارين في الكيمياء للمرحلة الثانوية. - م: ريا "الموجة الجديدة": الناشر أومرينكوف ، 2008. (ص 8)

مجموعة واحدة من الموارد التعليمية الرقمية (تجارب فيديو حول الموضوع) ().
النسخة الإلكترونية من مجلة "الكيمياء والحياة" ().

الواجب المنزلي

مع. 30 رقم 2.41 ، 2.43 من مجموعة المهام والتمارين في الكيمياء للمرحلة الثانوية (Khomchenko ID) ، 2008.
اكتب المخططات الإلكترونية لبنية ذرة الكلور في الأرض وحالات الإثارة.
كم عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة: أ) البريليوم ؛ ب) الأكسجين. ج) الكبريت؟

تعريف

الفوسفورتقع في الفترة الثالثة من المجموعة الخامسة من المجموعة الفرعية الرئيسية (أ) من الجدول الدوري.

يشكل الفوسفور عدة تغيرات متآصلة: الفوسفور الأبيض والأحمر والأسود.

يكون الفسفور الأبيض في شكله النقي عديم اللون وشفافًا تمامًا ؛ لون الفسفور الأبيض التقني مصفر ويشبه الشمع. الكثافة 1.83 جم / سم 3. في البرد ، يكون الفسفور الأبيض هشًا ، لكن عند درجات حرارة تزيد عن 15 درجة مئوية يصبح طريًا ويمكن قطعه بسهولة بسكين. في الهواء ، يتأكسد بسهولة ، ونتيجة لذلك يتوهج في الظلام. لها شبكة بلورية جزيئية في العقد التي تكون جزيئات رباعي السطوح P 4. سامة.

يتكون الفسفور الأحمر من عدة أشكال ، وهي مواد بوليمرية ، لم يتم فهم تركيبها بشكل كامل. يتأكسد ببطء في الهواء ، لا يتوهج في الظلام ، وغير سام. الكثافة 2.0-2.4 جم / سم 3. يتسامى عند تسخينه. عندما يتم تبريد بخار الفوسفور الأحمر ، يتم الحصول على الفوسفور الأبيض.

يتكون الفسفور الأسود من الأبيض عن طريق تسخينه تحت ضغط مرتفع عند 200-220 درجة مئوية. يبدو مثل الجرافيت ، دهني عند اللمس. الكثافة - 2.7 جم / سم 3. أشباه الموصلات.

تكافؤ الفوسفور في المركبات

الفوسفور هو العنصر الخامس عشر في الجدول الدوري لـ D.I. مندليف. إنه في الفترة الثالثة في مجموعة VA. تحتوي نواة ذرة الفوسفور على 15 بروتونًا و 16 نيوترونًا (العدد الكتلي هو 31). توجد ثلاثة مستويات للطاقة في ذرة الفوسفور ، يوجد عليها 15 إلكترونًا (الشكل 1).

أرز. 1. تراكيب ذرة الفوسفور.

الصيغة الإلكترونية لذرة الفوسفور في الحالة الأرضية هي كما يلي:

1س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 3 .

ومخطط الطاقة (المبني فقط للإلكترونات ذات مستوى الطاقة الخارجي ، والتي تسمى التكافؤ):

يشير وجود ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة إلى أن الفوسفور قادر على إظهار التكافؤ III (P III 2 O 3 ، Ca 3 P III 2 ، P III H 3 ، إلخ).

نظرًا لوجود مستوى فرعي ثلاثي الأبعاد على طبقة الطاقة الثالثة ، بالإضافة إلى المستويين الفرعيين 3s و 3 p ، فإن ذرة الفوسفور تتميز بوجود حالة مثارة: زوج من الإلكترونات من المستوى الفرعي 3s متدهور وواحد منهم يشغل مدارًا شاغرًا من المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد.

يشير وجود خمسة إلكترونات غير متزاوجة إلى أن التكافؤ V هو أيضًا سمة مميزة للفوسفور (P V 2 O 5 ، H 3 P V O 4 ، P V Cl 5 ، إلخ).

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية لذرة الفوسفور

التكافؤ هو قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية. هذا التعريف ومفهوم التكافؤ صحيحين فقط فيما يتعلق بالمواد ذات النوع التساهمي من الرابطة. بالنسبة للمركبات الأيونية ، لا ينطبق هذا المفهوم ؛ بدلاً من ذلك ، يتم استخدام المفهوم الرسمي "لحالة الأكسدة".

أرز. 2. الصيغ الإلكترونية والرسومية لجزيء الأمونيا

أرز. 3. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في الحالة الأرضية

أرز. 4. التركيب الإلكتروني لذرة الكربون في حالة الإثارة

توجد طبقتان من الإلكترون في ذرة النيتروجين ، حيث توجد 7 إلكترونات فقط (الشكل 5).

أرز. 5. مخطط الكتروني لهيكل الطبقة الخارجية لذرة النيتروجين

تلخيص الدرس

مصادر

http://www.youtube.com/watch؟t=3&v=jSTB1X1mD0o

http://www.youtube.com/watch؟t=7&v=6zwx_d-MIvQ

http://www.youtube.com/watch؟t=1&v=qj1EKzUW16M

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass - مجردة