Как определить валентность в соединении с хлором
Валентность определяет способность хлора присоединять к себе атомы других химических элементов.
Хлор, валентность которого имеет различные значения, располагается в седьмой группе, в главной подгруппе таблицы элементов. Выясним особенности строения атома этого галогена.
Хлор в нормальном состоянии
Валентность атомов хлора определяется особенностями строения его внешнего уровня. Данный элемент находится в 7(А) группе, имеет семнадцатый порядковый номер. Учитывая, что элемент является представителем четвертого периода, он имеет не только s-, p-, но и d-орбитали.
Электронная конфигурация атома
Какую электронную формулу имеет хлор? Валентность связана с особенностями внешнего энергетического уровня, поэтому запишем конфигурацию данного элемента.
В невозбужденном состоянии на первом уровне у хлора располагаются всего два электрона, второй занимают восемь, на третьем уровне их 10 штук. Отметим, что на последнем уровне есть незаполненная d-орбиталь, которая и характеризует валентные возможности данного галогена.
- 1s22s22p63s23p53d0.
В данном случае валентность хлора равна I. Это характерно при взаимодействии с металлами (образуются хлориды). Высшую валентность VII хлор имеет в соединениях с неметаллами, например, в оксиде хлора (7), а также в хлорной кислоте.
Приведем в качестве примеров формулы соединений хлора, в которых он проявляет такую валентность: HClO4, Cl2O7.
Последний электронный уровень называют в неорганической химии валентным, так как именно он объясняет способность элемента вступать в химические взаимодействия с другими атомами.
Возбужденное состояние
Как ведет себя при нагревании хлор? Валентность его будет меняться в том случае, если атом будет находиться в возбужденном состоянии.
Учитывая тот факт, что у каждого энергетического уровня есть определенный запас энергии, электроны двух первых уровней не изменяют своего первоначального положения. Наблюдается переход одного p-электрона с 3p энергетического уровня на 3d-подуровень. Как будет при этом менять свое участие в химических реакциях хлор? Валентность его изменится, она будет равна трем.
Рассмотрим электронную конфигурацию, которую приобретет в этом случае хлор.
- 1s22s22p63s23p43d1.
Такая конфигурация не является устойчивой, поэтому соединения хлора, в которых он проявляет степень окисления +3, быстро разлагаются.
Так как на 3d-орбитали есть еще четыре свободные квантовые ячейки, возможен последующий переход электрона с 3p-подуровня, который приводит к образованию еще одной конфигурации атома хлора.
- 1s22s22p63s23p33d2.
В этом случае существует пять неспаренных электронов, поэтому хлор способен проявлять валентность V, степень окисления +5.
При максимальном разогревании атома хлора происходит переход электрона с 3s-подуровня на 3d-орбиталь. В этом случае хлор имеет максимальную валентность, равную семи.
- 1s22s22p63s13p33d3.
На внешнем энергетическом уровне у него располагается семь неспаренных электронов, поэтому валентность хлора в соединениях равна 7.
Распределение электронов по уровням, подуровням, их переход осуществляются в соответствии с правилом Хунда и принципом Паули.
Как в этом случае обозначается хлор? Валентность элемента принято указывать римскими цифрами, а возбужденное состояние атома отмечают звездочкой.
Заключение
Все затраты внутренней энергии, которые идут на процесс возбуждения атома хлора, полностью компенсируются той энергией, которая выделяется при образовании ковалентных связей. Это объясняет повышенную химическую активность хлора, находящегося в возбужденном состоянии. В своей максимальной степени окисления (+7) он проявляет свойства сильного окислителя.
Валентные возможности атома химического элемента не ограничиваются только количеством неспаренных электронов в стационарном и возбужденном виде. Например, при образовании связей в молекулах посредством донорно-акцепторного механизма, предполагают использование и свободных орбиталей.
Какие факторы влияют на валентные возможности атома хлора? Подводя итог, скажем, что в первую очередь необходимо отметить количество неспаренных электронов (незаполненные орбитали). Кроме того, в атоме должна быть свободная орбиталь, на которую будут при нагревании переходить электроны.
Валентность. Определение валентности. Элементы с постоянной валентностью.
Образно говоря, валентность - это число "рук", которыми атом цепляется за другие атомы. Естественно, никаких "рук" у атомов нет; их роль играют т. н. валентные электроны.
Можно сказать иначе: валентность - это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов.
Необходимо четко усвоить следующие принципы:
Существуют элементы с постоянной валентностью (их относительно немного) и элементы с переменной валентностью (коих большинство).
Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить:
Элементы | Постоянная валентность |
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb , Cs, Fr) | I |
металлы II группы, главной подгруппы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) | II |
алюминий (Al) | III |
кислород (О) | II |
фтор (F) | I |
Остальные элементы могут проявлять разную валентность.
Высшая валентность элемента в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент.
Например, марганец находится в VII группе (побочная подгруппа), высшая валентность Mn равна семи. Кремний расположен в IV группе (главная подгруппа), его высшая валентность равна четырем.
Следует помнить, однако, что высшая валентность не всегда является единственно возможной. Например, высшая валентность хлора равна семи (убедитесь в этом!), но известны соединения, в которых этот элемент проявляет валентности VI, V, IV, III, II, I.
Важно запомнить несколько исключений : максимальная (и единственная) валентность фтора равна I (а не VII), кислорода - II (а не VI), азота - IV (способность азота проявлять валентность V - популярный миф, который встречается даже в некоторых школьных учебниках).
Валентность и степень окисления - это не тождественные понятия.
Эти понятия достаточно близки, но не следует их путать! Степень окисления имеет знак (+ или -), валентность - нет; степень окисления элемента в веществе может быть равна нулю, валентность равна нулю лишь в случае, если мы имеем дело с изолированным атомом; численное значение степени окисления может НЕ совпадать с валентностью. Например, валентность азота в N 2 равна III, а степень окисления = 0. Валентность углерода в муравьиной кислоте = IV, а степень окисления = +2.
Если известна валентность одного из элементов в бинарном соединении, можно найти валентность другого.
Делается это весьма просто. Запомните формальное правило: произведение числа атомов первого элемента в молекуле на его валентность должно быть равно аналогичному произведению для второго элемента .
Пример 1 . Найти валентности всех элементов в соединении NH 3 .
Решение . Валентность водорода нам известна - она постоянна и равна I. Умножаем валентность Н на число атомов водорода в молекуле аммиака: 1 • 3 = 3. Следовательно, для азота произведение 1 (число атомов N) на X (валентность азота) также должно быть равно 3. Очевидно, что Х = 3. Ответ: N(III), H(I).
Пример 2 . Найти валентности всех элементов в молекуле Cl 2 O 5 .
Решение . У кислорода валентность постоянна (II), в молекуле данного оксида пять атомов кислорода и два атома хлора. Пусть валентность хлора = Х. Составляем уравнение: 5 • 2 = 2 • Х. Очевидно, что Х = 5. Ответ: Cl(V), O(II).
Пример 3 . Найти валентность хлора в молекуле SCl 2 , если известно, что валентность серы равна II.
Решение . Если бы авторы задачи не сообщили нам валентность серы, решить ее было бы невозможно. И S, и Cl - элементы с переменной валентностью. С учетом дополнительной информации, решение строится по схеме примеров 1 и 2. Ответ: Cl(I).
Зная валентности двух элементов, можно составить формулу бинарного соединения.
В примерах 1 - 3 мы по формуле определяли валентность, попробуем теперь проделать обратную процедуру.
Пример 4 . Составьте формулу соединения кальция с водородом.
Решение . Валентности кальция и водорода известны - II и I соответственно. Пусть формула искомого соединения - Ca x H y . Вновь составляем известное уравнение: 2 • x = 1 • у. В качестве одного из решений этого уравнения можно взять x = 1, y = 2. Ответ: CaH 2 .
"А почему именно CaH 2 ? - спросите вы. - Ведь варианты Ca 2 H 4 и Ca 4 H 8 и даже Ca 10 H 20 не противоречат нашему правилу!"
Ответ прост: берите минимально возможные значения х и у. В приведенном примере эти минимальные (натуральные!) значения как раз и равны 1 и 2.
"Значит, соединения типа N 2 O 4 или C 6 H 6 невозможны? - спросите вы. - Следует заменить эти формулы на NO 2 и CH?"
Нет, возможны. Более того, N 2 O 4 и NO 2 - это совершенно разные вещества. А вот формула СН вообще не соответствует никакому реальному устойчивому веществу (в отличие от С 6 Н 6 ).
Несмотря на все сказанное, в большинстве случаев можно руководствоваться правилом: берите наименьшие значения индексов.
Пример 5 . Составьте формулу соединения серы с фтором, если известно, что валентность серы равна шести.
Решение . Пусть формула соединения - S x F y . Валентность серы дана (VI), валентность фтора постоянна (I). Вновь составляем уравнение: 6 • x = 1 • y. Несложно понять, что наименьшие возможные значения переменных - это 1 и 6. Ответ: SF 6 .
Вот, собственно, и все основные моменты.
А теперь проверьте себя! Предлагаю пройти небольшой тест по теме "Валентность" .
Хотите узнать, почему "классическое" определение валентности часто не "работает"? Почему валентность железа в FeO не равна двум? Почему для описания комплексных веществ используется понятие "координационное число"?
Валентность химических элементов – это способность у атомов хим. элементов образовывать некоторое число химических связей. Принимает значения от 1 до 8 и не может быть равна 0.
Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).
Валентность химических элементов (Таблица)
Как можно определить валентность в соединениях:
- Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении H2O валентность O равна 2.
- Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.
- Высшая валентность всегда равна № группы.
- Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.
- У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.
- У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.
Валентность химических элементов может быть постоянной и переменной. Постоянная в основном у металлов главных подгрупп, переменная у неметаллов и металлов побочных подгруп.
Атомный № | Химический элемент | Символ | Валентность химических элементов | Примеры соединений |
1 | Водород / Hydrogen | H | I | HF |
2 | Гелий / Helium | He | отсутствует | — |
3 | Литий / Lithium | Li | I | Li2O |
4 | Бериллий / Beryllium | Be | II | BeH2 |
5 | Бор / Boron | B | III | BCl3 |
6 | Углерод / Carbon | C | IV, II | CO2, CH4 |
7 | Азот / Nitrogen | N | III, IV | NH3 |
8 | Кислород / Oxygen | O | II | H2O, BaO |
9 | Фтор / Fluorine | F | I | HF |
10 | Неон / Neon | Ne | отсутствует | — |
11 | Натрий / Sodium | Na | I | Na2O |
12 | Магний / Magnesium | Mg | II | MgCl2 |
13 | Алюминий / Aluminum | Al | III | Al2O3 |
14 | Кремний / Silicon | Si | IV | SiO2, SiCl4 |
15 | Фосфор / Phosphorus | P | III, V | PH3, P2O5 |
16 | Сера / Sulfur | S | VI, IV, II | H2S, SO3 |
17 | Хлор / Chlorine | Cl | I, III, V, VII | HCl, ClF3 |
18 | Аргон / Argon | Ar | отсутствует | — |
19 | Калий / Potassium | K | I | KBr |
20 | Кальций / Calcium | Ca | II | CaH2 |
21 | Скандий / Scandium | Sc | III | Sc2S3 |
22 | Титан / Titanium | Ti | II, III, IV | Ti2O3, TiH4 |
23 | Ванадий / Vanadium | V | II, III, IV, V | VF5, V2O3 |
24 | Хром / Chromium | Cr | II, III, VI | CrCl2, CrO3 |
25 | Марганец / Manganese | Mn | II, III, IV, VI, VII | Mn2O7, Mn2(SO4)3 |
26 | Железо / Iron | Fe | II, III | FeSO4, FeBr3 |
27 | Кобальт / Cobalt | Co | II, III | CoI2, Co2S3 |
28 | Никель / Nickel | Ni | II, III, IV | NiS, Ni(CO)4 |
29 | Медь / Copper | Сu | I, II | CuS, Cu2O |
30 | Цинк / Zinc | Zn | II | ZnCl2 |
31 | Галлий / Gallium | Ga | III | Ga(OH)3 |
32 | Германий / Germanium | Ge | II, IV | GeBr4, Ge(OH)2 |
33 | Мышьяк / Arsenic | As | III, V | As2S5, H3AsO4 |
34 | Селен / Selenium | Se | II, IV, VI, | H2SeO3 |
35 | Бром / Bromine | Br | I, III, V, VII | HBrO3 |
36 | Криптон / Krypton | Kr | VI, IV, II | KrF2, BaKrO4 |
37 | Рубидий / Rubidium | Rb | I | RbH |
38 | Стронций / Strontium | Sr | II | SrSO4 |
39 | Иттрий / Yttrium | Y | III | Y2O3 |
40 | Цирконий / Zirconium | Zr | II, III, IV | ZrI4, ZrCl2 |
41 | Ниобий / Niobium | Nb | I, II, III, IV, V | NbBr5 |
42 | Молибден / Molybdenum | Mo | II, III, IV, V, VI | Mo2O5, MoF6 |
43 | Технеций / Technetium | Tc | I — VII | Tc2S7 |
44 | Рутений / Ruthenium | Ru | II — VIII | RuO4, RuF5, RuBr3 |
45 | Родий / Rhodium | Rh | I, II, III, IV, V | RhS, RhF3 |
46 | Палладий / Palladium | Pd | I, II, III, IV | Pd2S, PdS2 |
47 | Серебро / Silver | Ag | I, II, III | AgO, AgF2, AgNO3 |
48 | Кадмий / Cadmium | Cd | II | CdCl2 |
49 | Индий / Indium | In | III | In2O3 |
50 | Олово / Tin | Sn | II, IV | SnBr4, SnF2 |
51 | Сурьма / Antimony | Sb | III, IV, V | SbF5, SbH3 |
52 | Теллур / Tellurium | Te | VI, IV, II | TeH2, H6TeO6 |
53 | Иод / Iodine | I | I, III, V, VII | HIO3, HI |
54 | Ксенон / Xenon | Xe | II, IV, VI, VIII | XeF6, XeO4, XeF2 |
55 | Цезий / Cesium | Cs | I | CsCl |
56 | Барий / Barium | Ba | II | Ba(OH)2 |
57 | Лантан / Lanthanum | La | III | LaH3 |
58 | Церий / Cerium | Ce | III, IV | CeO2 , CeF3 |
59 | Празеодим / Praseodymium | Pr | III, IV | PrF4, PrO2 |
60 | Неодим / Neodymium | Nd | III | Nd2O3 |
61 | Прометий / Promethium | Pm | III | Pm2O3 |
62 | Самарий / Samarium | Sm | II, III | SmO |
63 | Европий / Europium | Eu | II, III | EuSO4 |
64 | Гадолиний / Gadolinium | Gd | III | GdCl3 |
65 | Тербий / Terbium | Tb | III, IV | TbF4, TbCl3 |
66 | Диспрозий / Dysprosium | Dy | III | Dy2O3 |
67 | Гольмий / Holmium | Ho | III | Ho2O3 |
68 | Эрбий / Erbium | Er | III | Er2O3 |
69 | Тулий / Thulium | Tm | II, III | Tm2O3 |
70 | Иттербий / Ytterbium | Yb | II, III | YO |
71 | Лютеций / Lutetium | Lu | III | LuF3 |
72 | Гафний / Hafnium | Hf | II, III, IV | HfBr3, HfCl4 |
73 | Тантал / Tantalum | Ta | I — V | TaCl5, TaBr2, TaCl4 |
74 | Вольфрам / Tungsten | W | II — VI | WBr6, Na2WO4 |
75 | Рений / Rhenium | Re | I — VII | Re2S7, Re2O5 |
76 | Осмий / Osmium | Os | II — VI, VIII | OsF8, OsI2, Os2O3 |
77 | Иридий / Iridium | Ir | I — VI | IrS3, IrF4 |
78 | Платина / Platinum | Pt | I, II, III, IV, V | Pt(SO4)3, PtBr4 |
79 | Золото / Gold | Au | I, II, III | AuH, Au2O3, Au2Cl6 |
80 | Ртуть / Mercury | Hg | II | HgF2, HgBr2 |
81 | Талий / Thallium | Tl | I, III | TlCl3, TlF |
82 | Свинец / Lead | Pb | II, IV | PbS, PbH4 |
83 | Висмут / Bismuth | Bi | III, V | BiF5, Bi2S3 |
84 | Полоний / Polonium | Po | VI, IV, II | PoCl4, PoO3 |
85 | Астат / Astatine | At | нет данных | — |
86 | Радон / Radon | Rn | отсутствует | — |
87 | Франций / Francium | Fr | I | — |
88 | Радий / Radium | Ra | II | RaBr2 |
89 | Актиний / Actinium | Ac | III | AcCl3 |
90 | Торий / Thorium | Th | II, III, IV | ThO2, ThF4 |
91 | Проактиний / Protactinium | Pa | IV, V | PaCl5, PaF4 |
92 | Уран / Uranium | U | III, IV | UF4, UO3 |
93 | Нептуний | Np | III — VI | NpF6, NpCl4 |
94 | Плутоний | Pu | II, III, IV | PuO2, PuF3, PuF4 |
95 | Америций | Am | III — VI | AmF3, AmO2 |
96 | Кюрий | Cm | III, IV | CmO2, Cm2O3 |
97 | Берклий | Bk | III, IV | BkF3, BkO2 |
98 | Калифорний | Cf | II, III, IV | Cf2O3 |
99 | Эйнштейний | Es | II, III | EsF3 |
100 | Фермий | Fm | II, III | — |
101 | Менделевий | Md | II, III | — |
102 | Нобелий | No | II, III | — |
103 | Лоуренсий | Lr | III | — |
Номер | Элемент | Символ | Валентность химических элементов | Пример |
Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов
Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
- График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
- При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
- Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr | +1 |
Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd | +2 |
Алюминий Al | +3 |
Фтор F | -1 |
Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода — |
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
Кислород | VI | +2 (в OF2) |
Фтор | VII | |
Медь | I | +2 |
Железо | VIII | +6 (например K2FeO4) |
Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
- низшая степень окисления неметалла = №группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
- неспаренных электронов
- неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней
- пустых электронных орбиталей валентного уровня
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня.
Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II.
Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей.
По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня.
Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.
Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:
- Для углерода возможны валентности II, III, IV
- Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
- В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар.
Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е.
для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии.
Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей.
Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:
- Для азота возможны валентности I, II, III и IV
- Валентности V у азота не бывает!
- В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
- В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4+, азотная кислота и д.р).
Читайте также: