Валентні здібності атома фосфору. Валентні можливості атомів елементів у хімічних сполуках

Концепція валентністьпоходить від латинського слова "valentia" і було відомо ще в середині XIX століття. Перша «проста» згадка валентності була ще в роботах Дж. Дальтона, який стверджував, що всі речовини складаються з атомів, з'єднаних між собою у певних пропорціях. Потім Франкланд ввів саме поняття валентності, яке знайшло подальший розвиток у працях Кекуле, який говорив про взаємозв'язок валентності та хімічного зв'язку, А.М. Бутлерова, який у своїй теорії будови органічних сполук пов'язував валентність з реакційною здатністю тієї чи іншої хімічної сполуки та Д.І. Менделєєва (у періодичній системі хімічних елементів вища валентність елемента визначається номером групи).

ВИЗНАЧЕННЯ

Валентність– це кількість ковалентних зв'язків, яка здатна утворювати атом у поєднанні з ковалентним зв'язком.

Валентність елемента визначається числом неспарених електронів в атомі, оскільки вони беруть участь в утворенні хімічного зв'язку між атомами в молекулах сполук.

p align="justify"> Основний стан атома (стан з мінімальною енергією) характеризується електронною конфігурацією атома, яка відповідає положенню елемента в Періодичній системі. Збуджений стан – це новий енергетичний стан атома, з новим розподілом електронів у межах валентного рівня.

Електронні зміни електронів в атомі можна зобразити у вигляді електронних формул, а й з допомогою електронно-графічних формул (енергетичних, квантових осередків). Кожен осередок позначає орбіталь, стрілка – електрон, напрямок стрілки (вгору чи вниз) показує спин електрона, вільна клітина – вільна орбіталь, що може займати електрон під час збудження. Якщо в комірці 2 електрони, такі електрони називаються спареними, якщо електрон 1 – неспарений. Наприклад:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбіталі заповнюють наступним чином: спочатку по одному електрону з однаковими спинами, а потім по другому електрону з протилежними спинами. Оскільки на 2p під рівні три орбіталі з однаковою енергією, то кожен із двох електронів зайняв по одній орбіталі. Одна орбіталь залишилася вільною.

Визначення валентності елемента за електронно-графічними формулами

Валентність елемента можна визначити за електронно-графічними формулами електронних конфігурацій електронів в атомі. Розглянемо два атоми – азоту та фосфору.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Т.к. валентність елемента визначається числом неспарених електронів, отже, валентність азоту дорівнює III. Оскільки атом азоту не має вільних орбіталей, для цього елемента неможливий збуджений стан. Однак III не максимальна валентність азоту, максимальна валентність азоту V і визначається номером групи. Тому слід запам'ятати, що за допомогою електронно-графічних формул не завжди можна визначити вищу валентність, а також всі валентності, характерні для цього елемента.

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

В основному стан атом фосфору має 3 неспарені електрони, отже, валентність фосфору дорівнює III. Однак, в атомі фосфору є вільні d-орбіталі, тому електрони, що знаходяться на 2s - підрівні здатні розпарюватися і займати вакантні орбіталі d-підрівня, тобто. переходити у збуджений стан.

Тепер атом фосфору має 5 неспарених електронів, отже для фосфору характерна і валентність, що дорівнює V.

Елементи, що мають кілька значень валентності

Елементи IVA – VIIA груп можуть мати кілька значень валентності, причому, як правило, валентність змінюється поступово на 2 одиниці. Таке явище обумовлено тим, що у освіті хімічного зв'язку електрони беруть участь попарно.

На відміну від елементів головних підгруп, елементи В-підгруп у більшості сполук не виявляють вищу валентність, рівну номеру групи, наприклад, мідь та золото. Загалом перехідні елементи виявляють велику різноманітність хімічних властивостей, яка пояснюється великим набором валентностей.

Розглянемо електронно-графічні формули елементів та встановимо, у зв'язку з чим елементи мають різні валентності (рис.1).

Завдання:визначте валентні можливості атомів As та Cl в основному та збудженому станах.

Лекція 3. Хто на що здатний або Валентні можливості атомів?

1. Будова Періодичної системи

Кожен із присутніх в аудиторії має яскраву індивідуальність, особливий талант. Так само елементи, що зібралися разом у Періодичній системі, хоч і схожі часом один на інший, але мають свої особливості: сильні і слабкі сторони.

Почнемо з того, що елементів дуже багато – і добре б нам їх якось називати, щоб не заплутатися. Давайте зберемо до груп близькі за властивостями елементи –

електронні аналоги.

Щоб не заплутатися, спочатку в два ряди «складемо» f-елементи: лантаноїди та актиноїди.

Потім розташуємо групи так, щоб в елементах першої групи був 1 валентний електрон,

у елементів другої групи – 2 валентні електрони і т.д.

У нас вийде 8 груп, у кожній з яких утворюється підгрупи: в одній виявляться s- або p-елементи, а в іншій – d-елементи.

Наприклад, 1А група: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr та 1Б група: Cu, Ag, Au, Rg

Зберемо із груп Періодичну систему. Оскільки періодом називається час між двома подіями, що повторюють, відстань між двома сусідніми електронними аналогами (горизонтальний ряд Періодичної системи) буде також називатися періодом.

Зрештою, дамо назви групам

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Побічні підгрупи будемо назвати за першим їх елементом: «підгрупа міді», «підгрупа цинку».

Спробуємо знайти у нашій системі метали.

Виявляється, якщо від бору B до астату At провести діагональ, то метали головних підгруп займають нижній лівий кут, а неметали - правий верхній. Такі метали назвемо неперехідними, тобто. неперехідні елементи – це метали основних підгруп.

Усі елементи побічних підгруп та f-елементи – перехідні елементи, або перехідні метали.

Враховуючи, що в природі нікчемні кількості (або зовсім немає) елементів із Z > 92,

назвемо такі елементи трансурановими.

Тепер, власне, можна починати.

2. Валентні можливості атомів.

Отже, наше питання сьогодні: як атоми утворюють молекули і чому ці молекули

не розсипаються?

Логічно припускати, що якщо атоми тримаються разом, то їх щось пов'язує.

Такий стан назвемо хімічним зв'язком. Оскільки будова атома для нас

секрету не уявляє, то зупинимося на найпростішому можливому поясненні:

Хімічний зв'язок- особливий тип взаємодії між атомами в хімічних

з'єднаннях, заснований на взаємодії позитивно заряджених ядер атомів

одного елемента із негативно зарядженими електронами іншого елемента.

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Проводячи аналогію із законом всесвітнього тяжіння, ядро ​​атома, як чорна діра, намагається

притягнути будь-який електрон, який у його сферу тяжіння.

Типи хімічного зв'язку. Ковалентний зв'язок.

Як Ви знаєте, будь-яка тварина шукає собі пару. І електрон не виняток: для того,

щоб утворити міцний хімічний зв'язок, потрібна пара електронів із протилежно спрямованими спинами.

Нехай є 2 атоми – A та B, які взаємодіють між собою.

Залежно від способу взаємодії електрони можуть бути або «у фазі»

(однаковий знак хвильової функції e 1 і e 2 ), так що утворюється хімічний зв'язок,

або «в протифазі» (різні символи хвильових функцій), що веде до відштовхування атомів друг від друга. У першому випадку виникає виграш в енергії (зелений рівень енергії V має нижче, а величина цього виграшу точно дорівнює енергії утвореного зв'язку). У другому випадку виникає програш в енергії (червоний рівень X).

Уявіть собі, що Ви котите кульку. Якщо він котиться під гірку - Ви не прикладаєте жодних зусиль - і кулька закочується в ямку. Навпаки, Ви в поті штовхаєте кульку в гірку, але, варто Вам її відпустити

- І кулька скочується до її підніжжя.

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Що відбувається при утворенні зв'язку з електронною хмарою?

Для простоти картинки візьмемо сферично-симетричні s-АТ (l = 0).

1. Якщо хмари (сірі кульки) складаються, виникає картинка внизу – є область перекривання, у якій електронна щільність «подвоїлася», але в іншій області вона збігається або з щільністю електронної хмари атома А, або із щільністю електронної хмари атома B.

У цьому випадку збільшена електронна щільність подібно до котлети в гамбургері пов'язує.

між собою позитивно заряджені ядра атомів А та Б.

2. Якщо ж хмари (сірі кульки) віднімаються, виникає картинка зверху – посередині повне взаємознищення, але в краях – щільність електронної хмари атома до взаємодії.

І тут електронної щільності між ядрами немає – і нещадний закон Кулона наказує атомам розлетітися у різні боки.

Отже, ковалентний хімічний зв'язоквиникає при усуспільненні неспарених електронів з протилежними спинами, що спочатку належали різним атомам.

При цьому елементи, що вступають у ковалентний хімічний зв'язок, як би обмінюються електронами, тому такий механізм (спосіб) освіти.

ковалентного зв'язку отримав назву - обмінний.

А · + · B = A: B

(Узагальнення електронів, утворення загальної електронної пари)

А · + · B = A - B

(Утворення хімічного зв'язку,

рисочка між А і B позначає хімічний зв'язок і називається валентним штрихом)

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Таким чином, для утворення ковалентного хімічного зв'язку по обмінному

Наприклад, при освіті молекули водню кожен атом надає по 1e - виходить загальна (зв'язувальна) пара електронів.

При освіті молекули води на 1 атом кисню, у якого

2 неспарені електрони, потрібно 2 атоми водню, у кожного з яких по 1e –

утворюються 2 зв'язку O - H. При цьому атом кисню має також дві пари електронів (на 2s і на 2p-підрівні), які в реакції не беруть участь. Такі пари називаються неподіленими електронними парами.

Зображення в атомів електронів валентного рівня називається структурами Льюїса. У цьому рекомендується електрони різних атомів зображати різними символами, наприклад, · , *, тощо.

Зображення порядку зв'язування атомів між собою отримало назву

структурних формул. При цьому кожна пара електронів на листі замінюється на валентний штрих.

Структурні формули речовин: H – H, H – O – H, O = O .

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Кількість ковалентних зв'язків, що утворює цей елемент, називається

ковалентністю, або валентністю цього елемента.

Валентність позначається римськими цифрами.

Таким чином, на даному етапі валентність елемента визначається кількістю неспарених електронів, які можуть брати участь в утворенні ковалентних зв'язків.

Валентні можливості елементів.

1. Вуглець.

В основному стані електронна конфігурація атома вуглецю 1s2 2s2 2p2 з яких валентними є 2s і 2p-електрони.

У такому стані атом вуглецю здатний утворити 2 ковалентні зв'язки по обмінному

механізму.

Однак на практиці стабільних сполук двовалентного вуглецю немає.

Внаслідок невеликої різниці між 2s і 2p-

підрівнем атом вуглецю при невеликих витратах енергії здатний переходити в перше

збуджений стан (позначається C *).

У такому стані атом вуглецю здатний

утворити 4 ковалентні зв'язки з обмінного механізму.

Прикладами стабільних молекул, у яких валентність вуглецю дорівнює IV,

можуть служити сполуки з воднем, киснем, …

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Валентність вуглецю у всіх сполуках дорівнює IV, водню – I, кисню – II.

Ацетилен H–C ≡C–H – горючий газ, який використовується для отримання високотемпературного полум'я, наприклад, при зварюванні.

Висновок: за наявності такої можливості (вакантних орбіталей) атоми здатні розпарювати свої валентні електрони для того, щоб збільшити свою ковалентність.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.

Математика – велика сила. Як випливає з вищевикладеного, для утворення хімічного зв'язку потрібно 2 електрони (загальна електронна пара).

Очевидно, два електрони можна отримати:

Однак є й інше рішення!

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку – спосіб утворення ковалентного зв'язку, при якому один атом (донор) надає для утворення зв'язку пару електронів, а інший атом (акцептор) – вакантну (незайняту)

орбіталь.

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Приклад. Будова молекули монооксиду вуглецю (оксид вуглецю(II), чадний газ)

У молекулі монооксиду вуглецю атоми вуглецю та кисню пов'язані двома ковалентними зв'язками, утвореними за обмінним механізмом.

Однак, оскільки у атома вуглецю є незаповнена орбіталь на 2p-підрівні, а у атома кисню – неподілена пара електронів, то утворюється третій ковалентний зв'язок донорно-акцепторномумеханізму.

На листі донорно-акцепторний механізм зображують стрілкою, спрямованою від

атома-донора до атома-акцептора пари електронів.

Правильна структурна формула молекули монооксиду вуглецю.

Валентність кисню ІІІ, валентність вуглецю ІІІ.

Потрійний зв'язок між атомами кисню та вуглецю підтверджується значенням

енергії зв'язку вуглець-кисень (значення ближче до енергії потрійного зв'язку, ніж до

енергії подвійного зв'язку), даними спектральних методів аналізу.

2. Валентні можливості атомів. Азот.

Атоми азоту, кисню та фтору істотно відрізняються від своїх електронних

аналогів внаслідок відсутності енергетичного d-підрівня.

Електронна конфігурація атома азоту 7 N 1s2 2s2 2p3.

Валентні електрони 2s2 2p3 – 3 неспарені електрони та 1 електронна пара.

очевидним, що крім трьох зв'язувальних пар, атом атома розташовується

1 неподілена пара електронів (2s2).

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

Отже, атом азоту здатний виступати як донора пари електронів.

У найпростішому випадку у ролі акцептора виступає ПРОТОН: нам даний приклад знайомий з реакції аміаку з кислотами з утворенням солей амонію.

Зверніть увагу:

1. Акцептор повинен мати вакантну орбіталь (у даному випадку атом водню втратив електрон і має вакантну 1s-АТ)

2. У ході хімічної реакції заряд зберігається (закон збереження заряду!).

Найгрубішою помилкою є відсутність заряду, так як атом азоту не здатний утворити по обмінному механізму зв'язку.

3. Будова катіону амонію зображується у вигляді трьох ковалентних зв'язків N – H,

утворених за обмінним механізмом, позначених валентними штрихами, та

одного ковалентного зв'язку, утвореного за донорно-акцепторним механізмом,

позначеною стрілкою від атома азоту до атома водню. Позитивний заряд має бути зображений або на атомі азоту (зазвичай над атомом), або частка NH4

полягає у квадратних дужках і за дужками малюють знак «+».

4. Максимальна валентність азоту дорівнюєЧОТИРЕМ - у атома всього 4 АТ, три з яких містять неспарені електрони, а одна - електронну пару. Наступний енергетичний рівень (3s) розташовується занадто далеко, щоб використовувати його для утворення зв'язку, тому атом азоту не в змозі утворити валентність V.

Про складніші випадки утворення ковалентних зв'язків атомом азоту Ви дізнаєтеся трохи пізніше.

Лекція 3. Валентні здібності атомів. Ковалентний хімічний зв'язок

3. Валентні можливості атомів. Сірка.

Електрони валентного рівняатома сірки в основному стані мають конфігурацію

16 S … 3s 2 3p 4 – 2 електронних пари та 2 неспарені електрони.

Висновок (правило октету) 1: при утворенні хімічних сполук атоми елементів прагнуть доповнити свою електронну конфігурацію до найбільш стабільної,

Наприклад, в молекулі сірководню атом сірки утворює октет електронів за рахунок двох пар, що зв'язують, з атомами водню і двох неподілених електронних пар.

Правило октету НЕ є ОБОВ'ЯЗКОВИМ, незаперечним - існує безліч сполук, в молекулах яких правило октету не дотримується для того чи іншого елемента, проте воно правильно передбачає загальну тенденцію до утворення сполук подібної стехіометрії.

Для сполук d-елементів існує відповідне правило вісімнадцяти електронів, оскільки саме така кількість електронів відповідає повністю завершеній ns2(n-1)d10 np6 – електронній оболонці.

1 Дублет – 2, триплет – 3, квартет – 4, квінтет – 5, секстет – 6, септет – 7, октет – 8. Таким чином, правило октету – це правило восьми електронів.

>> Хімія: Валентні можливості атомів хімічних елементів

Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків . Такі електрони називають валентними.

Валентність атома хімічного елемента визначається насамперед числом неспарених електронів, що у освіті хімічного зв'язку.

Цілі.

• Розвинути уявлення про валентність як основну властивість атома, виявити закономірності зміни радіусів атомів хімічних елементів у періодах та групах періодичної системи.
• Використовуючи інтегрований підхід, розвивати в учнів уміння порівнювати, зіставляти, знаходити аналогії, передбачати практичний результат виходячи з теоретичних міркувань.
• Створюючи ситуації успіху, долати психологічну інерцію учнів.
• Розвивати образне мислення, здатність до рефлексії.

Обладнання:Таблиця "Валентність та електронні конфігурації елементів", мультимедіа.

Епіграф.Логіка, якщо вона відображається в істині та здоровому глузді, завжди веде до мети, до правильного результату.

Урок комбінований з елементами інтеграції. Методи навчання, що використовуються: пояснювально-ілюстрований, евристичний і проблемний.

І етап. Орієнтовно-мотиваційний

Урок починається з "налаштування" (звучить музика – симфонія №3 Й. Брамса).

Вчитель: Слово "валентність" (від латів. valentia) виникло в середині XIX ст., У період завершення другого хіміко-аналітичного етапу розвитку хімії. На той час було відкрито понад 60 елементів.

Витоки поняття “валентність” містяться у роботах різних учених. Дж. Дальтон встановив, що речовини складаються з атомів, з'єднаних у певних пропорціях Е. Франкланд, власне, і запровадив поняття валентності як сполучної сили. Ф.А. Кекуле ототожнював валентність із хімічним зв'язком. А.М.Бутлеров звернув увагу, що валентність пов'язані з реакційної здатністю атомів. Д.І. Менделєєв створив періодичну систему хімічних елементів, у якій найвища валентність атомів збігалася з номером групи елемента у системі. Він запровадив поняття “змінна валентність”.

Запитання. Що таке валентність?

Вчитайтеся у визначення, взяті з різних джерел (вчитель показує слайди через мультимедіа):

“Валентність хімічного елемента– здатність його атомів поєднуватися з іншими атомами у певних співвідношеннях”.

“Валентність- Здатність атомів одного елемента приєднувати певну кількість атомів іншого елемента”.

“Валентність- Властивість атомів, вступаючи у хімічні сполуки, віддавати або приймати певну кількість електронів (електровалентність) або об'єднувати електрони для утворення спільних двох атомів електронних пар (ковалентність)”.

Яке визначення валентності, на вашу думку, є більш досконалим і в чому ви бачите недоліки інших? (Обговорення у групах.)

Валентність та валентні можливості – важливі характеристики хімічного елемента. Вони визначаються структурою атомів і періодично змінюються із збільшенням зарядів ядер.

Вчитель. Таким чином, робимо висновок, що:

Що, на вашу думку, означає поняття "валентна можливість"?

Учні висловлюють свою думку. Згадують значення слів “можливість”, “можливий”, уточнюють зміст цих слів у тлумачному словнику С.І.Ожегова:

“Можливість– засіб, умова, необхідне здійснення чогось”;

“Можливий– такий, що може статися, здійсненний, припустимий, дозвільний, мислимий”.

(Вчитель показує наступний слайд)

Потім вчитель підбиває підсумок.

Вчитель. Валентні можливості атомів – це допустимі валентності елемента, весь спектр їх значень у різних сполуках.

ІІ етап. Операційно-виконавчий

Робота з таблицею "Валентність та електронні конфігурації елементів".

Вчитель. Оскільки валентність атома залежить від числа неспарених електронів, корисно розглянути структури атомів у збуджених станах з огляду на валентні можливості. Запишемо електронографічні формули розподілу електронів за орбіталями в атомі вуглецю. З їхньою допомогою визначимо, яку валентність виявляє вуглець З сполуках. Зірочкою (*) позначають атом у збудженому стані:

Таким чином, вуглець виявляє валентність IV за рахунок розпарювання
2s 2 – електронів та переходу одного з них на вакантну орбіталь. (Вакантний - незайнятий, порожній (С. І. Ожегов))

Чому валентність С-II і IV, а H-I, He-O, Be-II, B-III, P-V?

Зіставте електрографічні формули елементів (схема №1) і встановіть причину різної валентності.

Робота в групах:

Вчитель. Отже, від чого залежить валентність і валентні можливості атомів? Давайте розглянемо ці поняття у взаємозв'язку (схема №2).

Витрата енергії (Е) на переведення атома у збуджений стан компенсується енергією, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку.

У чому відмінність атома в основному (стаціонарному) стані від атома у збудженому стані (схема №3)?

Вчитель . Чи можуть бути такі валентності у елементів: Li -III, О - IV, Ne - II?

Поясніть свою відповідь, використовуючи електронні та електрографічні формули цих елементів (схема №4).

Робота у групах.

Відповідь. Ні, тому що в цьому випадку витрати енергії на переміщення електрона

(1s -> 2p або 2p -> 3s) настільки великі, що не можуть бути компенсовані енергією, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку.

Вчитель. Є ще один вид валентної можливості атомів – це наявність неподілених електронних пар (утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом):

ІІІ етап. Оцінно-рефлексивний

Підбиваються підсумки, характеризується робота учнів під час уроку (повернення до епіграфу уроку). Потім підводиться резюме – ставлення дітей до уроку, навчального предмета, вчителя.

1. Що не сподобалося на уроці?

2. Що сподобалося?

3. Які питання залишилися тобі незрозумілими?

4. Оцінка роботи викладача та своєї роботи? (Обґрунтована).

Домашнє завдання(за підручником О.С. Габрієляна, Хімія-10; профільний рівень, параграф №4, упр.4)

Валентні можливості атома визначаються кількістю не спарених електронів. У процесі утворення хімічних сполук ці можливості можуть бути використані повністю або не реалізовані, але можуть бути перевищені. Підвищення числа не спарених електронів виявляється можливим тоді, коли в атомі існують вакантні орбіталі, а витрата енергії на перехід електронів із нормального у збуджений стан компенсується енергією утворення хімічної сполуки.

У методі валентних зв'язків для утворення нормальних зв'язків необхідна взаємодія двох зайнятих наполовину валентних орбіталей. Тут передбачається, що атом А володіє одним з електронів і узагальнює його з атомом, який у свою чергу володіє іншим електроном і надає можливість атому А скористатися також цим електроном.

Валентні можливості атомів визначаються числом не спарених електронома також числом не поділених електронних пар здатних переходити на вільні орбіталі атома іншого елемента (брати участь в утворенні ковалентного зв'язку по донорно-акцепторного механізму).

Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони називають валентними.

Валентність атома хімічного елемента визначається насамперед числом не спарених електронів, що у освіті хімічного зв'язку.

Валентні електрони атомів елементів головних підгруп розташовані на s- та р-орбіталях зовнішнього електронного шару. У елементів побічних підгруп, крім лантаноїдів та актиноїдів, валентні електрони розташовані на s-орбіталі зовнішнього та d-орбіталях переднього шарів.

Для того щоб вірно оцінити валентні можливості атомів хімічних елементів, потрібно розглянути розподіл електронів у них за енергетичними рівнями та підрівнями та визначити число не спарених електронів відповідно до принципу Паулі та правила Хунду для незбудженого (основного, або стаціонарного) стану атома та для збудженого ( тобто отримав додаткову енергію, внаслідок чого відбувається розпарювання електронів зовнішнього шару і перехід їх на вільні орбіталі).Атом у збудженому стані позначають відповідним символом елемента зі зірочкою.

Валентні можливості атомів хімічних елементів далеко не вичерпуються числом не спарених електронів у стаціонарному та збудженому станах атомів.Якщо ви згадаєте донорно-акцепторний механізм утворення ковалентних зв'язків, то вам стануть зрозумілими й дві інші валентні можливості атомів хімічних елементів, які визначаються наявністю вільних орбіталей та наявністю не поділених електронних пар, здатних дати ковалентний хімічний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.

Висновок

Валентні можливості атомів хімічних елементів визначаються:

1) числом не спарених електронів (одноелектронних орбіталей);

2) наявністю вільних орбіталей;

3) наявністю не поділених пар електронів.