Valenzmöglichkeiten des Phosphoratoms. Valenzmöglichkeiten von Atomen von Elementen in chemischen Verbindungen

Konzept Wertigkeit kommt vom lateinischen Wort „valentia“ und war bereits Mitte des 19. Jahrhunderts bekannt. Die erste „ausführliche“ Erwähnung der Wertigkeit erfolgte in den Werken von J. Dalton, der argumentierte, dass alle Substanzen aus Atomen bestehen, die in bestimmten Anteilen miteinander verbunden sind. Dann führte Frankland das eigentliche Konzept der Wertigkeit ein, das in den Werken von Kekule weiterentwickelt wurde, der über die Beziehung zwischen Wertigkeit und chemischer Bindung sprach, A.M. Butlerov, der in seiner Theorie der Struktur organischer Verbindungen die Wertigkeit mit der Reaktivität einer bestimmten chemischen Verbindung verknüpfte, und D.I. Mendeleev (im Periodensystem der chemischen Elemente wird die höchste Wertigkeit eines Elements durch die Gruppennummer bestimmt).

DEFINITION

Wertigkeit ist die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Atom bilden kann, wenn es mit einer kovalenten Bindung verbunden ist.

Die Wertigkeit eines Elements wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen in einem Atom bestimmt, da diese an der Bildung chemischer Bindungen zwischen Atomen in den Molekülen von Verbindungen beteiligt sind.

Der Grundzustand eines Atoms (Zustand mit minimaler Energie) wird durch die elektronische Konfiguration des Atoms charakterisiert, die der Position des Elements im Periodensystem entspricht. Ein angeregter Zustand ist ein neuer Energiezustand eines Atoms mit einer neuen Verteilung der Elektronen innerhalb des Valenzniveaus.

Elektronische Konfigurationen von Elektronen in einem Atom können nicht nur in Form elektronischer Formeln, sondern auch mithilfe elektronengrafischer Formeln (Energie, Quantenzellen) dargestellt werden. Jede Zelle bezeichnet ein Orbital, ein Pfeil zeigt ein Elektron, die Richtung des Pfeils (nach oben oder unten) gibt den Spin des Elektrons an und eine freie Zelle stellt ein freies Orbital dar, das ein Elektron bei Anregung einnehmen kann. Befinden sich in einer Zelle zwei Elektronen, nennt man diese Elektronen gepaart, bei 1 Elektron nennt man sie ungepaart. Zum Beispiel:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Die Orbitale werden wie folgt besetzt: Zuerst ein Elektron mit den gleichen Spins und dann ein zweites Elektron mit entgegengesetzten Spins. Da die 2p-Unterebene drei Orbitale mit gleicher Energie besitzt, besetzten jedes der beiden Elektronen ein Orbital. Ein Orbital blieb frei.

Bestimmung der Wertigkeit eines Elements mithilfe elektronischer Grafikformeln

Die Wertigkeit eines Elements kann durch elektronengrafische Formeln für die elektronischen Konfigurationen von Elektronen in einem Atom bestimmt werden. Betrachten wir zwei Atome – Stickstoff und Phosphor.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Weil Die Wertigkeit eines Elements wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, daher ist die Wertigkeit von Stickstoff III. Da das Stickstoffatom keine leeren Orbitale besitzt, ist für dieses Element kein angeregter Zustand möglich. Allerdings ist III nicht die maximale Wertigkeit von Stickstoff, die maximale Wertigkeit von Stickstoff ist V und wird durch die Gruppennummer bestimmt. Daher ist zu beachten, dass es mit elektronischen Grafikformeln nicht immer möglich ist, die höchste Wertigkeit sowie alle für dieses Element charakteristischen Wertigkeiten zu bestimmen.

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Im Grundzustand verfügt das Phosphoratom über 3 ungepaarte Elektronen, daher ist die Wertigkeit von Phosphor III. Im Phosphoratom gibt es jedoch freie d-Orbitale, daher können sich Elektronen auf der 2s-Unterebene paaren und freie Orbitale der d-Unterebene besetzen, d. h. in einen aufgeregten Zustand geraten.

Nun hat das Phosphoratom 5 ungepaarte Elektronen, daher hat Phosphor auch die Wertigkeit V.

Elemente mit mehreren Valenzwerten

Elemente der Gruppen IVA – VIIA können mehrere Wertigkeitswerte haben, wobei sich die Wertigkeit in der Regel in Schritten von 2 Einheiten ändert. Dieses Phänomen ist darauf zurückzuführen, dass Elektronen paarweise an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.

Im Gegensatz zu den Elementen der Hauptuntergruppen weisen die Elemente der B-Untergruppen in den meisten Verbindungen keine höhere Wertigkeit auf, die der Gruppennummer entspricht, beispielsweise Kupfer und Gold. Im Allgemeinen weisen Übergangselemente eine große Vielfalt chemischer Eigenschaften auf, was durch eine große Bandbreite an Wertigkeiten erklärt wird.

Betrachten wir die elektronischen Grafikformeln der Elemente und stellen wir fest, warum die Elemente unterschiedliche Wertigkeiten haben (Abb. 1).

Aufgaben: Bestimmen Sie die Valenzmöglichkeiten von As- und Cl-Atomen im Grund- und angeregten Zustand.

Vorlesung 3. Wer ist wozu fähig oder Valenzfähigkeiten von Atomen.

1. Struktur des Periodensystems

Jeder der Anwesenden im Publikum hat eine strahlende Persönlichkeit und ein besonderes Talent. Ebenso haben die im Periodensystem zusammengefassten Elemente, obwohl sie sich manchmal ähneln, dennoch ihre eigenen Eigenschaften: Stärken und Schwächen.

Beginnen wir mit der Tatsache, dass es viele Elemente gibt – und es wäre schön, wenn wir sie irgendwie benennen würden, um nicht durcheinander zu kommen. Lassen Sie uns Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in Gruppen zusammenfassen -

elektronische Analoga.

Um Verwirrung zu vermeiden, „addieren“ wir zunächst die f-Elemente in zwei Reihen: Lanthaniden und Aktiniden.

Dann ordnen wir die Gruppen so an, dass die Elemente der ersten Gruppe 1 Valenzelektron haben,

Elemente der zweiten Gruppe haben 2 Valenzelektronen usw.

Wir erhalten 8 Gruppen, in denen jeweils Untergruppen gebildet werden: eine enthält s- oder p-Elemente und die andere enthält d-Elemente.

Zum Beispiel Gruppe 1A: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr und Gruppe 1B: Cu, Ag, Au, Rg

Lassen Sie uns das Periodensystem aus den Gruppen zusammensetzen. Da eine Periode die Zeit zwischen zwei sich wiederholenden Ereignissen ist, wird der Abstand zwischen zwei benachbarten elektronischen Analoga (die horizontale Reihe des Periodensystems) auch als Periode bezeichnet.

Zum Schluss benennen wir die Gruppen

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Wir benennen die Nebenuntergruppen nach ihrem ersten Element: „Kupfer-Untergruppe“, „Zink-Untergruppe“.

Versuchen wir, Metalle in unserem System zu finden.

Es stellt sich heraus, dass, wenn Sie eine Diagonale von Bor B zu Astat At zeichnen, die Metalle der Hauptuntergruppen die untere linke Ecke und Nichtmetalle die obere rechte Ecke besetzen. Wir nennen solche Metalle intransitiv, d.h. Inübergangselemente sind Metalle der Hauptuntergruppen.

Alle Elemente von Nebenuntergruppen und f-Elementen – Übergangselemente oder Übergangsmetalle.

In Anbetracht der Tatsache, dass es in der Natur vernachlässigbare Mengen (oder gar keine) Elemente mit Z > 92 gibt,

Nennen wir solche Elemente Transuran.

Jetzt kann es tatsächlich losgehen.

2. Valenzfähigkeiten von Atomen.

Unsere heutige Frage lautet also: Wie bilden Atome Moleküle und warum bilden diese Moleküle?

nicht auseinanderfallen?

Es ist logisch anzunehmen, dass, wenn Atome zusammenhalten, sie etwas verbindet.

Nennen wir diesen Zustand chemische Bindung. Denn die Struktur des Atoms ist für uns

ist kein Geheimnis, wir konzentrieren uns auf die einfachste mögliche Erklärung:

Chemische Bindung– eine besondere Art der Wechselwirkung zwischen Atomen in Chemikalien

Verbindungen, die auf der Wechselwirkung positiv geladener Atomkerne basieren

ein Element mit negativ geladenen Elektronen eines anderen Elements.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Eine Analogie zum Gesetz der universellen Gravitation zu ziehen, versucht der Kern eines Atoms, wie ein Schwarzes Loch

zieht jedes Elektron an, das in seinen Anziehungsbereich fällt.

Arten chemischer Bindungen. Kovalente Bindung.

Wie Sie wissen, sucht jedes Tier einen Partner. Und das Elektron ist keine Ausnahme: in Ordnung

Um eine starke chemische Bindung zu bilden, benötigt man ein Elektronenpaar mit entgegengesetztem Spin.

Es gebe zwei Atome – A und B, die miteinander interagieren.

Abhängig von der Art der Wechselwirkung können Elektronen entweder „in Phase“ sein

(gleiches Vorzeichen der Wellenfunktionen e 1 und e 2), so dass eine chemische Bindung entsteht,

oder „phasenverschoben“ (unterschiedliche Vorzeichen der Wellenfunktionen), was zur Abstoßung der Atome voneinander führt. Im ersten Fall kommt es zu einem Energiegewinn (das grüne Energieniveau V ist niedriger und die Größe dieses Gewinns entspricht genau der Energie der sich bildenden Bindung). Im zweiten Fall kommt es zu einem Energieverlust (rote Stufe X).

Stellen Sie sich vor, Sie rollen einen Ball. Wenn es bergab rollt, macht man keine Anstrengung und der Ball rollt ins Loch. Im Gegenteil, Sie schieben den Ball im Schweiße Ihres Angesichts den Hügel hinauf, aber sobald Sie ihn loslassen

– und der Ball rollt zu seinem Fuß.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Was passiert, wenn eine Verbindung mit einer Elektronenwolke entsteht?

Zur Vereinfachung des Bildes nehmen wir sphärisch symmetrische s-AOs (l = 0).

1. Wenn sich die Wolken (graue Kugeln) addieren, erscheint das Bild unten – es gibt einen Überlappungsbereich, in dem sich die Elektronendichte „verdoppelt“ hat, und im Rest des Bereichs stimmt sie entweder mit der Dichte der Elektronenwolke überein Atom A oder die Dichte der Elektronenwolke von Atom B.

In diesem Fall bindet die erhöhte Elektronendichte, ähnlich wie bei einem Hamburgerbratling

positiv geladene Kerne der Atome A und B.

2. Zieht man die Wolken (graue Kugeln) ab, so entsteht ein Bild von oben – in der Mitte herrscht völlige gegenseitige Zerstörung und an den Rändern – die Dichte der Elektronenwolke des Atoms vor der Wechselwirkung.

In diesem Fall gibt es keine Elektronendichte zwischen den Kernen – und das Coulombsche Gesetz befiehlt den Atomen, in verschiedene Richtungen auseinanderzufliegen.

Also, kovalente chemische Bindung entsteht, wenn ungepaarte Elektronen mit entgegengesetztem Spin, die ursprünglich zu verschiedenen Atomen gehörten, gemeinsam genutzt werden.

In diesem Fall scheinen die Elemente, die eine kovalente chemische Bindung eingehen, Elektronen auszutauschen, daher ein solcher Bildungsmechanismus (Methode).

Eine kovalente Bindung wird Austauschbindung genannt.

A· + ·B = A: B

(Gemeinschaft von Elektronen, Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares)

A· + ·B = A – B

(Bildung einer chemischen Bindung,

Der Strich zwischen A und B weist auf eine chemische Bindung hin und wird als Valenzprimzahl bezeichnet.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Also zur Bildung einer kovalenten chemischen Bindung durch Austausch

Wenn beispielsweise ein Wasserstoffmolekül gebildet wird, liefert jedes Atom 1e – es entsteht ein gemeinsames (bindendes) Elektronenpaar.

Wenn ein Wassermolekül entsteht, entsteht für 1 Sauerstoffatom, welches vorhanden ist

2 ungepaarte Elektronen, erfordert 2 Wasserstoffatome mit jeweils 1e -

Es entstehen 2 O-H-Bindungen. In diesem Fall verfügt das Sauerstoffatom auch über zwei Elektronenpaare (auf der 2s- und auf der 2p-Unterebene), die nicht an der Reaktion teilnehmen. Solche Paare heißen einzelne Elektronenpaare.

Man nennt das Bild von Atomen mit Elektronen im Valenzniveau Lewis-Strukturen. In diesem Fall empfiehlt es sich, Elektronen verschiedener Atome mit unterschiedlichen Symbolen darzustellen, zum Beispiel · , * usw.

Das Bild der Reihenfolge, in der Atome miteinander verbunden sind, heißt

Strukturformeln. In diesem Fall wird jedes Elektronenpaar auf dem Buchstaben durch einen Valenzstrich ersetzt.

Strukturformeln von Stoffen: H – H, H – O – H, O = O.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein bestimmtes Element bildet, wird genannt

Kovalenz oder Valenz dieses Elements.

Die Wertigkeit wird durch angegeben römische Zahlen.

Somit wird in diesem Stadium die Wertigkeit eines Elements durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, die an der Bildung kovalenter Bindungen teilnehmen können.

Valenzmöglichkeiten von Elementen.

1. Kohlenstoff.

Im Grundzustand ist die elektronische Konfiguration des Kohlenstoffatoms 1s2 2s2 2p2, wobei die Valenzelektronen 2s- und 2p-Elektronen sind.

In diesem Zustand ist das Kohlenstoffatom in der Lage, entsprechend dem Austausch zwei kovalente Bindungen einzugehen

Mechanismus.

In der Praxis existieren jedoch keine stabilen Verbindungen aus zweiwertigem Kohlenstoff.

Aufgrund des geringen Unterschieds zwischen 2s und 2p-

Unterebene kann ein Kohlenstoffatom mit geringem Energieaufwand in die erste vordringen

angeregter Zustand (mit C* bezeichnet).

In diesem Zustand ist das Kohlenstoffatom dazu fähig

bilden über den Austauschmechanismus 4 kovalente Bindungen.

Beispiele für stabile Moleküle, in denen die Wertigkeit des Kohlenstoffs IV ist, sind

Verbindungen mit Wasserstoff, Sauerstoff, ...

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Die Wertigkeit von Kohlenstoff in allen Verbindungen ist IV, Wasserstoff – I, Sauerstoff – II.

Acetylen H–C ≡C–H ist ein brennbares Gas, das zur Erzeugung von Hochtemperaturflammen, beispielsweise beim Schweißen, verwendet wird.

Fazit: Bei dieser Gelegenheit (freie Orbitale) sind Atome in der Lage, ihre Valenzelektronen zu paaren, um ihre Kovalenz zu erhöhen.

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen.

Mathematik ist eine große Macht. Wie aus dem oben Gesagten hervorgeht, sind zur Bildung einer chemischen Bindung zwei Elektronen (gemeinsames Elektronenpaar) erforderlich.

Offensichtlich können zwei Elektronen erhalten werden:

Es gibt jedoch eine andere Lösung!

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen – eine Methode zur Bildung einer kovalenten Bindung, bei der ein Atom (Donor) ein Elektronenpaar für die Bindungsbildung bereitstellt und das andere Atom (Akzeptor) ein freies (unbesetztes) Elektronenpaar bereitstellt.

Orbital.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Beispiel. Die Struktur des Kohlenmonoxidmoleküls (Kohlenmonoxid (II), Kohlenmonoxid)

In einem Kohlenmonoxidmolekül sind die Kohlenstoff- und Sauerstoffatome durch zwei gebildete kovalente Bindungen verbunden durch Stoffwechselmechanismus.

Da das Kohlenstoffatom jedoch ein unbesetztes Orbital auf der 2p-Unterebene hat und das Sauerstoffatom ein freies Elektronenpaar hat, wird entsprechend eine dritte kovalente Bindung gebildet Spender-Akzeptor Mechanismus

In der Schrift wird der Donor-Akzeptor-Mechanismus durch einen von ihm weg zeigenden Pfeil dargestellt

Donoratom zum Akzeptoratom eines Elektronenpaares.

Korrekte Strukturformel des Kohlenmonoxidmoleküls.

Die Sauerstoffvalenz ist III, die Kohlenstoffvalenz ist III.

Durch den Wert wird die Dreifachbindung zwischen Sauerstoff- und Kohlenstoffatomen bestätigt

Kohlenstoff-Sauerstoff-Bindungsenergie (der Wert liegt näher an der Dreifachbindungsenergie als an

Doppelbindungsenergie), Daten aus Spektralanalysemethoden.

2. Valenzfähigkeiten von Atomen. Stickstoff.

Die Atome Stickstoff, Sauerstoff und Fluor unterscheiden sich erheblich von ihrer Elektronik

Analoga aufgrund des Fehlens des Energie-D-Unterniveaus.

Die elektronische Konfiguration des Stickstoffatoms ist 7 N 1s2 2s2 2p3.

Valenzelektronen 2s2 2p3 – 3 ungepaarte Elektronen und 1 Elektronenpaar.

Es ist offensichtlich, dass das Stickstoffatom zusätzlich zu drei Bindungspaaren über drei Bindungspaare verfügt

1 einzelnes Elektronenpaar (2s2).

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

Folglich ist das Stickstoffatom in der Lage, als Donor eines Elektronenpaares zu fungieren.

Im einfachsten Fall fungiert PROTON als Akzeptor: Dieses Beispiel kennen wir aus der Reaktion von Ammoniak mit Säuren zu Ammoniumsalzen.

Beachten Sie:

1. Der Akzeptor muss ein freies Orbital haben (in diesem Fall hat das Wasserstoffatom ein Elektron verloren und hat ein freies). 1s-AO)

2. Bei einer chemischen Reaktion bleibt die Ladung erhalten (Ladungserhaltungssatz!).

Der größte Fehler ist die fehlende Ladung, da das Stickstoffatom durch den Austauschmechanismus nicht in der Lage ist, 4 Bindungen zu bilden.

3. Die Struktur des Ammoniumkations wird in Form von drei kovalenten Bindungen N – H dargestellt,

gebildet nach dem Austauschmechanismus, angezeigt durch Valenzprimzahlen, und

eine kovalente Bindung, die durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird,

angezeigt durch einen Pfeil vom Stickstoffatom zum Wasserstoffatom. Die positive Ladung muss entweder am Stickstoffatom (normalerweise über dem Atom) oder am NH4-Partikel nachgewiesen werden

wird in eckige Klammern eingeschlossen und hinter den Klammern ist ein „+“-Zeichen eingezeichnet.

4. Die maximale Wertigkeit von Stickstoff beträgt VIER – ein Atom hat nur 4 AOs, von denen drei ungepaarte Elektronen und eines ein Elektronenpaar enthalten. Das nächste Energieniveau (3s) ist zu weit entfernt, um zur Bildung einer Bindung genutzt zu werden, sodass das Stickstoffatom nicht in der Lage ist, die V-Valenz auszubilden.

Etwas später erfahren Sie mehr über komplexere Fälle der Bildung kovalenter Bindungen durch ein Stickstoffatom.

Vorlesung 3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Kovalente chemische Bindung

3. Valenzfähigkeiten von Atomen. Schwefel.

Elektronen Valenzniveau Schwefelatome im Grundzustand haben die Konfiguration

16 S ... 3s 2 3p 4 – 2 Elektronenpaare und 2 ungepaarte Elektronen.

Schlussfolgerung (Oktettregel) 1: Bei der Bildung chemischer Verbindungen neigen Atome von Elementen dazu, ihre elektronische Konfiguration zur stabilsten zu ergänzen.

In einem Schwefelwasserstoffmolekül beispielsweise bildet das Schwefelatom aufgrund zweier Bindungspaare mit Wasserstoffatomen und zweier freier Elektronenpaare ein Elektronenoktett

Die Oktettregel ist NICHT ZWINGEND und unveränderlich – es gibt unzählige Verbindungen, in denen die Oktettregel für das eine oder andere Element nicht eingehalten wird, sie sagt jedoch korrekt die allgemeine Tendenz zur Bildung von Verbindungen ähnlicher Stöchiometrie voraus.

Für Verbindungen von d-Elementen gibt es eine entsprechende Regel achtzehn Elektronen, da dies die Anzahl der Elektronen ist, die einer vollständig fertiggestellten ns2 (n-1)d10 np6 – Elektronenhülle entspricht.

1 Dublette – 2, Triole – 3, Quartett – 4, Quintett – 5, Sextett – 6, Septett – 7, Oktett – 8. Somit ist die Oktettregel eine Regel acht Elektronen.

>> Chemie: Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente

Die Struktur der äußeren Energieniveaus der Atome chemischer Elemente bestimmt maßgeblich die Eigenschaften ihrer Atome. Daher werden diese Ebenen Valenzniveaus genannt. Elektronen aus diesen Ebenen und manchmal auch aus vorexternen Ebenen können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein. Solche Elektronen werden auch Valenzelektronen genannt.

Die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements wird hauptsächlich durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.

Ziele.

• Entwickeln Sie Vorstellungen über die Wertigkeit als Haupteigenschaft eines Atoms und identifizieren Sie Änderungsmuster in den Radien von Atomen chemischer Elemente in Perioden und Gruppen des Periodensystems.
• Entwickeln Sie mithilfe eines integrierten Ansatzes die Fähigkeiten der Schüler, auf der Grundlage theoretischer Überlegungen zu vergleichen, gegenüberzustellen, Analogien zu finden und praktische Ergebnisse vorherzusagen.
• Überwinden Sie die psychologische Trägheit der Schüler, indem Sie Erfolgssituationen schaffen.
• Entwickeln Sie fantasievolles Denken und Reflexionsfähigkeiten.

Ausrüstung: Tabelle „Wertigkeit und elektronische Konfigurationen von Elementen“, Multimedia.

Epigraph.Logik führt, wenn sie sich in Wahrheit und gesundem Menschenverstand widerspiegelt, immer zum Ziel, zum richtigen Ergebnis.

Der Unterricht ist kombiniert, mit Elementen der Integration. Verwendete Lehrmethoden: erklärend-illustriert, heuristisch und problemorientiert.

Stufe I. Indikativ und motivierend

Der Unterricht beginnt mit dem „Einrichten“ (Musik erklingt – Symphonie Nr. 3 von J. Brahms).

Lehrer: Das Wort „Valenz“ (von lateinisch valentia) entstand Mitte des 19. Jahrhunderts, in der Zeit des Abschlusses der zweiten chemisch-analytischen Stufe in der Entwicklung der Chemie. Zu diesem Zeitpunkt waren mehr als 60 Elemente entdeckt worden.

Die Ursprünge des Konzepts der „Valenz“ liegen in den Werken verschiedener Wissenschaftler. J. Dalton stellte fest, dass Substanzen aus Atomen bestehen, die in bestimmten Anteilen verbunden sind. E. Frankland führte tatsächlich das Konzept der Wertigkeit als verbindende Kraft ein. F. Kekule identifizierte die Wertigkeit mit einer chemischen Bindung. A. M. Butlerov machte darauf aufmerksam, dass die Valenz mit der Reaktivität von Atomen zusammenhängt. DI. Mendelejew schuf das Periodensystem der chemischen Elemente, in dem die höchste Wertigkeit der Atome mit der Gruppennummer des Elements im System übereinstimmte. Er führte auch das Konzept der „variablen Valenz“ ein.

Frage. Was ist Valenz?

Lesen Sie die Definitionen aus verschiedenen Quellen durch (der Lehrer zeigt Folien durch Multimedia):

„Wertigkeit eines chemischen Elements- die Fähigkeit seiner Atome, sich in bestimmten Anteilen mit anderen Atomen zu verbinden.“

"Wertigkeit- die Fähigkeit von Atomen eines Elements, eine bestimmte Anzahl von Atomen eines anderen Elements zu binden.“

"Wertigkeit– Eigenschaft der eintretenden Atome Geben oder nehmen Sie in chemischen Verbindungen eine bestimmte Anzahl von Elektronen ab (Elektrovalenz) oder kombinieren Sie Elektronen, um Elektronenpaare zu bilden, die zwei Atomen gemeinsam sind (Kovalenz).“

Welche Definition von Valenz ist Ihrer Meinung nach perfekter und wo sehen Sie die Lücken bei den anderen? (Diskussion in Gruppen.)

Wertigkeit und Wertigkeitsmöglichkeiten sind wichtige Eigenschaften eines chemischen Elements. Sie werden durch die Struktur der Atome bestimmt und ändern sich periodisch mit zunehmender Kernladung.

Lehrer. Daraus schließen wir Folgendes:

Was bedeutet Ihrer Meinung nach das Konzept der „Valenzmöglichkeit“?

Studierende äußern ihre Meinung. Sie erinnern sich an die Bedeutung der Wörter „Gelegenheit“, „möglich“ und klären die Bedeutung dieser Wörter im erklärenden Wörterbuch von S.I. Ozhegov:

"Gelegenheit- ein Mittel, eine Bedingung, die für die Umsetzung von etwas notwendig ist“;

"Möglich„etwas, das passieren kann, machbar, zulässig, zulässig, denkbar.“

(Lehrer zeigt nächste Folie)

Dann fasst der Lehrer zusammen.

Lehrer. Valenzmöglichkeiten von Atomen sind die zulässigen Valenzen eines Elements, der gesamte Wertebereich in verschiedenen Verbindungen.

Stufe II. Operations und Exekutive

Arbeiten mit der Tabelle „Valenz und elektronische Konfigurationen von Elementen“.

Lehrer. Da die Wertigkeit eines Atoms von der Anzahl ungepaarter Elektronen abhängt, ist es sinnvoll, die Strukturen von Atomen in angeregten Zuständen unter Berücksichtigung der Valenzmöglichkeiten zu betrachten. Schreiben wir die Elektronenbeugungsformeln für die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale in einem Kohlenstoffatom auf. Mit ihrer Hilfe werden wir bestimmen, welche Wertigkeit Kohlenstoff C in Verbindungen aufweist. Ein Sternchen (*) bezeichnet ein Atom in einem angeregten Zustand:

Somit weist Kohlenstoff aufgrund der Verdampfung die Wertigkeit IV auf
2s 2 – Elektronen und der Übergang eines von ihnen in ein freies Orbital. (Frei – unbesetzt, leer (S. I. Ozhegov))

Warum ist die Valenz C-II und IV und H-I, He-O, Be – II, B – III, P-V?

Vergleichen Sie die Elektronenbeugungsformeln der Elemente (Schema Nr. 1) und ermitteln Sie den Grund für die unterschiedliche Wertigkeit.

In Gruppen arbeiten:

Lehrer. Wovon hängen also die Valenz und die Valenzfähigkeiten von Atomen ab? Schauen wir uns diese beiden Konzepte im Zusammenhang an (Diagramm Nr. 2).

Der Energieverbrauch (E), um das Atom in einen angeregten Zustand zu überführen, wird durch die Energie kompensiert, die bei der Bildung einer chemischen Bindung freigesetzt wird.

Was ist der Unterschied zwischen einem Atom im Grundzustand (stationär) und einem Atom im angeregten Zustand (Schema Nr. 3)?

Lehrer . Können die Elemente folgende Wertigkeiten haben: Li -III, O - IV, Ne - II?

Erklären Sie Ihre Antwort anhand der Elektronen- und Elektronenbeugungsformeln dieser Elemente (Diagramm Nr. 4).

In Gruppen arbeiten.

Antwort. Nein, denn in diesem Fall beträgt die Energie, die zur Bewegung des Elektrons benötigt wird

(1s -> 2p oder 2p -> 3s) sind so groß, dass sie nicht durch die bei der Bildung einer chemischen Bindung freigesetzte Energie kompensiert werden können.

Lehrer. Es gibt eine andere Art der Valenzmöglichkeit von Atomen – das Vorhandensein einzelner Elektronenpaare (Bildung einer kovalenten Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus):

Stufe III. Bewertend-reflexiv

Die Ergebnisse werden zusammengefasst und die Arbeit der Schüler im Unterricht charakterisiert (Rückkehr zum Epigraph der Lektion). Anschließend erfolgt eine Zusammenfassung – die Einstellung der Kinder zum Unterricht, zum Fach, zum Lehrer.

1. Was hat Ihnen an der Lektion nicht gefallen?

2. Was hat dir gefallen?

3. Welche Fragen bleiben für Sie unklar?

4. Bewertung der Arbeit des Lehrers und Ihrer eigenen Arbeit? (vernünftig).

Hausaufgaben(nach dem Lehrbuch von O.S. Gabrielyan, Chemie-10; Profilebene, Absatz Nr. 4, Übung 4)

Die Valenzfähigkeit eines Atoms wird durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt. Bei der Bildung chemischer Verbindungen können diese Möglichkeiten voll ausgenutzt oder nicht genutzt, aber auch übertroffen werden. Eine Erhöhung der Zahl ungepaarter Elektronen ist möglich, wenn im Atom freie Orbitale vorhanden sind und der Energieverbrauch für den Übergang der Elektronen vom normalen in den angeregten Zustand durch die Bildungsenergie einer chemischen Verbindung kompensiert wird.

Bei der Valenzbindungsmethode erfordert die Bildung normaler Bindungen die Wechselwirkung zweier halbbesetzter Valenzorbitale. Dabei wird davon ausgegangen, dass Atom A eines der Elektronen besitzt und es mit Atom B teilt, das wiederum ein weiteres Elektron besitzt und es Atom A ermöglicht, dieses Elektron ebenfalls zu nutzen.

Die Valenzfähigkeit von Atomen wird durch die Anzahl ungepaarter Elektronen bestimmt sowie die Anzahl der nicht gemeinsam genutzten Elektronenpaare, die sich in die freien Orbitale eines Atoms eines anderen Elements bewegen können (an der Bildung einer kovalenten Bindung gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus beteiligt sind).

Die Struktur der äußeren Energieniveaus der Atome chemischer Elemente bestimmt maßgeblich die Eigenschaften ihrer Atome. Daher werden diese Ebenen Valenzniveaus genannt. Elektronen dieser Ebenen und manchmal auch der vorexternen Ebenen können an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein. Solche Elektronen werden auch Valenzelektronen genannt.

Die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements wird hauptsächlich durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind.

Die Valenzelektronen der Atome der Elemente der Hauptuntergruppen befinden sich in den s- und p-Orbitalen der äußeren Elektronenschicht. Bei Elementen seitlicher Untergruppen, mit Ausnahme von Lanthanoiden und Actiniden, befinden sich Valenzelektronen im s-Orbital der äußeren und d-Orbitale der voräußeren Schicht.

Um die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente richtig einzuschätzen, ist es notwendig, die Verteilung der Elektronen in ihnen über Energieniveaus und Unterniveaus zu berücksichtigen und die Anzahl der ungepaarten Elektronen gemäß dem Pauli-Prinzip und der Hundschen Regel für das Unerregte zu bestimmen ( Grundzustand oder stationärer Zustand des Atoms und für den angeregten Zustand (d. h. zusätzliche Energie erhalten, wodurch die Elektronen der äußeren Schicht gepaart und in freie Orbitale überführt werden). Ein Atom im angeregten Zustand wird durch das entsprechende Elementsymbol mit einem Sternchen gekennzeichnet.

Die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente sind bei weitem nicht auf die Anzahl ungepaarter Elektronen im stationären und angeregten Zustand der Atome beschränkt. Wenn Sie sich an den Donor-Akzeptor-Mechanismus zur Bildung kovalenter Bindungen erinnern, werden Ihnen zwei weitere Valenzmöglichkeiten von Atomen chemischer Elemente klar, die durch das Vorhandensein freier Orbitale und das Vorhandensein ungeteilter Elektronenpaare bestimmt werden, die geben können eine kovalente chemische Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Abschluss

Die Valenzfähigkeiten von Atomen chemischer Elemente werden bestimmt:

1) die Anzahl der ungepaarten Elektronen (Einelektronenorbitale);

2) das Vorhandensein freier Orbitale;

3) das Vorhandensein ungeteilter Elektronenpaare.