Страница 31 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Объясните сущность понятия «валентность» с точки зрения современных представлений о строении атомов и образовании химической связи.

С точки зрения современных представлений, атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов, которые располагаются на электронных оболочках или энергетических уровнях. Химические свойства атома, в том числе и его способность образовывать химические связи, определяются в первую очередь строением его внешней электронной оболочки. Электроны, находящиеся на этой внешней оболочке, называются валентными электронами.

Валентность — это способность атома образовывать определённое число химических связей с другими атомами. Эта способность напрямую связана с количеством валентных электронов, которые атом может использовать для образования этих связей. Сущность понятия валентности раскрывается через механизмы образования основных типов химической связи: ковалентной и ионной.

При образовании ковалентной связи, которая характерна для неметаллов, валентность определяется числом неспаренных электронов на внешней электронной оболочке атома. Химическая связь возникает за счёт образования общих электронных пар. Каждый из связывающихся атомов предоставляет по одному неспаренному электрону для создания такой пары (обменный механизм). Например, у атома водорода ($H$) на единственном s-подуровне находится один неспаренный электрон ($1s^1$). Поэтому водород одновалентен. У атома кислорода ($O$) электронная конфигурация внешнего уровня $2s^22p^4$. На p-подуровне у него два неспаренных электрона, поэтому его типичная валентность равна II (например, в молекуле воды $H_2O$).

Валентность атома может быть не только постоянной. Многие атомы могут переходить в возбужденное состояние при получении дополнительной энергии. В этом состоянии спаренные электроны с внешнего уровня могут распариваться и переходить на свободные орбитали того же энергетического уровня. Это приводит к увеличению числа неспаренных электронов и, как следствие, к увеличению возможной валентности. Например, атом углерода ($C$) в основном состоянии имеет конфигурацию $2s^22p^2$ и два неспаренных электрона (валентность II). В возбужденном состоянии один электрон с 2s-орбитали переходит на свободную 2p-орбиталь, и конфигурация становится $2s^12p^3$. Теперь у атома четыре неспаренных электрона, и он может проявлять валентность IV, что характерно для большинства его соединений (например, $CH_4$).

Существует также донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. В этом случае один атом (донор) предоставляет уже готовую электронную пару, а другой атом (акцептор) — свободную орбиталь для этой пары. Несмотря на иной механизм, число образованных связей всё равно определяет валентность. Например, в ионе аммония $NH_4^+$ атом азота образует три связи по обменному механизму с атомами водорода и одну по донорно-акцепторному с ионом водорода $H^+$. Валентность азота в данном случае равна IV.

При образовании ионной связи, характерной для соединений типичных металлов и неметаллов, валентность определяется числом электронов, которые атом отдает или принимает, стремясь завершить свой внешний электронный уровень до стабильной конфигурации (как правило, 8 электронов — правило октета). Металлы отдают валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы), а неметаллы принимают электроны, становясь отрицательно заряженными ионами (анионами). Так, натрий ($Na$) легко отдает один валентный электрон, его валентность равна I. Магний ($Mg$) отдает два валентных электрона, его валентность — II. Кислород ($O$) принимает два электрона для завершения оболочки, его валентность — II.

Таким образом, с современной точки зрения, валентность является фундаментальной характеристикой атома, количественно описывающей его способность к образованию химических связей. Она определяется числом валентных электронов, участвующих в этом процессе, либо через создание общих электронных пар (ковалентная связь), либо через полную отдачу или присоединение электронов (ионная связь).

Ответ: Сущность понятия «валентность» с точки зрения современных представлений заключается в том, что это способность атома образовывать химические связи, которая определяется числом его валентных электронов (электронов внешней электронной оболочки), участвующих в образовании этих связей. В случае ковалентной связи валентность чаще всего равна числу неспаренных электронов атома (в основном или возбужденном состоянии), которые он использует для создания общих электронных пар с другими атомами. В случае ионной связи валентность равна числу электронов, которые атом отдает или принимает для достижения стабильной электронной конфигурации.

2. Почему численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на наружном энергетическом уровне?

Численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на наружном энергетическом уровне, поскольку валентность определяется не просто количеством электронов на этом уровне, а способностью атома образовывать определенное число химических связей. Эта способность зависит от нескольких факторов.

1. Стремление к завершению внешнего электронного слоя (правило октета)

Для атомов неметаллов, у которых на внешнем уровне находится от 4 до 7 электронов, часто энергетически выгоднее не отдавать все эти электроны, а наоборот, принять недостающие до стабильной восьмиэлектронной оболочки (октета). В таких случаях валентность (в соединениях с водородом или металлами) определяется числом электронов, которых не хватает до восьми. Она рассчитывается по формуле $8 - N$, где $N$ – номер группы элемента (и число электронов на внешнем уровне).

• Пример 1: Кислород ($O$) находится в VI группе, имеет 6 электронов на внешнем уровне. Его валентность в большинстве соединений (например, в воде $H_2O$) равна II, а не VI. Расчет по формуле: $8 - 6 = 2$.
• Пример 2: Хлор ($Cl$) находится в VII группе, имеет 7 внешних электронов. В соединении с водородом ($HCl$) его валентность равна I, а не VII. Расчет по формуле: $8 - 7 = 1$.

2. Возможность перехода атома в возбужденное состояние

Атомы многих элементов (начиная с 3-го периода, так как у них появляется d-подуровень) могут переходить в возбужденное состояние при поглощении энергии. В этом состоянии происходит распаривание электронных пар на внешнем уровне, и электроны переходят на свободные орбитали того же энергетического уровня. Это увеличивает число неспаренных электронов, а следовательно, и число возможных химических связей (валентность).

• Пример: Сера ($S$) находится в VI группе, имеет 6 валентных электронов. Электронная конфигурация внешнего уровня $3s^23p^4$.
  • В основном состоянии у серы 2 неспаренных электрона, и ее валентность равна II (например, в $H_2S$).
  • В первом возбужденном состоянии ($3s^23p^33d^1$) у нее 4 неспаренных электрона, валентность равна IV (например, в $SO_2$).
  • Во втором возбужденном состоянии ($3s^13p^33d^2$) у нее 6 неспаренных электронов, и валентность равна VI (например, в $SO_3$).
  Таким образом, имея 6 электронов на внешнем уровне, сера может проявлять валентности II, IV и VI. Только высшая валентность совпадает с числом внешних электронов.

3. Образование связей по донорно-акцепторному механизму

Химическая связь может образоваться, когда один атом (донор) предоставляет свою неподеленную электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь. В этом случае атом-донор образует дополнительную связь, и его валентность увеличивается, хотя число его собственных валентных электронов не меняется.

• Пример: Азот ($N$) имеет 5 электронов на внешнем уровне. В молекуле аммиака ($NH_3$) он образует 3 ковалентные связи, и его валентность равна III. При этом у азота остается одна неподеленная электронная пара. Эта пара может образовать четвертую связь с ионом водорода ($H^+$), у которого есть свободная орбиталь. В результате образуется ион аммония ($NH_4^+$), в котором валентность азота равна IV, хотя на его внешнем уровне по-прежнему 5 электронов.

4. Участие в образовании связей электронов предвнешнего уровня

У d-элементов (элементов побочных подгрупп) в образовании химических связей могут участвовать не только электроны внешнего s-подуровня, но и электроны предвнешнего d-подуровня. Поэтому их валентность часто не совпадает с числом электронов на наружном уровне.

• Пример: Железо ($Fe$) имеет конфигурацию $[Ar]3d^64s^2$. На внешнем (четвертом) уровне у него 2 электрона. Отдавая эти два электрона, железо проявляет валентность II. Однако оно также может отдавать один электрон с предвнешнего 3d-подуровня, проявляя более устойчивую валентность III. Таким образом, при 2 электронах на внешнем уровне железо проявляет валентности II и III.

Ответ: Численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на наружном энергетическом уровне, так как валентность — это число химических связей, которое атом может образовать. Это число зависит не только от количества внешних электронов, но и от:
1) стремления атома завершить свой внешний слой (например, для неметаллов валентность часто равна $8 - N$);
2) способности атома переходить в возбужденное состояние, увеличивая число неспаренных электронов и, следовательно, валентность;
3) возможности образовывать дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму;
4) участия в образовании связей электронов с предвнешних уровней (у d-элементов).

3. Почему максимальная валентность элементов 2-го периода не может быть больше четырёх?

Решение

Максимальная валентность химического элемента определяется числом химических связей, которые атом данного элемента может образовать с другими атомами. Эта способность, в свою очередь, зависит от строения внешнего электронного уровня (валентной оболочки) атома, а именно — от количества валентных атомных орбиталей.

Элементы 2-го периода, к которым относятся Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, имеют валентные электроны на втором энергетическом уровне ($n=2$). Этот уровень состоит только из двух подуровней: s-подуровня и p-подуровня. s-подуровень включает одну s-орбиталь, а p-подуровень — три p-орбитали ($p_x, p_y, p_z$). Таким образом, общее число валентных орбиталей на втором уровне равно $1+3=4$.

Поскольку атом может использовать для образования ковалентных связей (как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизму) только свои валентные орбитали, их общее число и ограничивает максимальную валентность. Для элементов 2-го периода это число равно четырём.

Рассмотрим атом углерода ($Z=6$). Электронная конфигурация его валентной оболочки в основном состоянии — $2s^22p^2$. При поглощении энергии атом может перейти в возбужденное состояние, распаривая 2s-электроны: $2s^12p^3$. В результате на четырёх валентных орбиталях оказывается четыре неспаренных электрона, что позволяет углероду образовать четыре ковалентные связи и проявить максимальную валентность IV.

Для атома азота ($Z=7$), имеющего конфигурацию $2s^22p^3$, на внешнем уровне есть три неспаренных электрона и одна неподеленная электронная пара. Это позволяет ему проявлять валентность III (за счет неспаренных электронов) или IV (используя неподеленную пару для образования связи по донорно-акцепторному механизму, как в ионе $NH_4^+$). Проявить валентность V азот не может, так как для этого потребовалось бы распарить 2s-электронную пару, а на втором энергетическом уровне нет свободных орбиталей для размещения пятого неспаренного электрона. d-подуровень, который мог бы предоставить такие орбитали, появляется только на третьем энергетическом уровне ($n=3$).

Именно наличие вакантного d-подуровня у элементов 3-го и последующих периодов (например, у фосфора P или серы S) позволяет им проявлять валентность выше четырёх (P – до V, S – до VI).

Таким образом, ключевой причиной ограничения максимальной валентности элементов 2-го периода является строение их валентной электронной оболочки. Ответ: Максимальная валентность элементов 2-го периода не может быть больше четырёх, потому что на их внешнем (втором) электронном уровне имеется всего четыре валентные атомные орбитали (одна s- и три p-орбитали) и отсутствует d-подуровень, что физически ограничивает максимальное число образуемых химических связей.

4. Составьте электронные схемы, отражающие валентность азота в азотной кислоте и валентность углерода и кислорода в оксиде углерода(II).

Валентность азота в азотной кислоте

Решение

Азотная кислота имеет химическую формулу $HNO_3$. Для определения валентности азота необходимо составить электронную или структурную схему молекулы.

Электронные конфигурации валентных оболочек атомов, входящих в состав молекулы:

• Азот (N), порядковый номер 7: $2s^22p^3$. Имеет 5 валентных электронов.
• Кислород (O), порядковый номер 8: $2s^22p^4$. Имеет 6 валентных электронов.
• Водород (H), порядковый номер 1: $1s^1$. Имеет 1 валентный электрон.

Атом азота находится во втором периоде, поэтому его максимальная валентность ограничена четырьмя, так как на втором энергетическом уровне имеется только четыре валентные орбитали (одна s- и три p-орбитали). Распаривание $2s^2$-электронов и переход атома в пятивалентное состояние невозможно из-за отсутствия d-подуровня.

В молекуле азотной кислоты атом азота образует четыре химические связи за счет обменного и донорно-акцепторного механизмов:

1. Одна одинарная ковалентная связь с атомом кислорода гидроксильной группы ($-OH$). Образуется по обменному механизму.
2. Одна двойная ковалентная связь с другим атомом кислорода ($N=O$). Образуется по обменному механизму.
3. Одна ковалентная связь с третьим атомом кислорода, образованная по донорно-акцепторному механизму ($N \rightarrow O$). Атом азота (донор) предоставляет свою неподеленную электронную пару, а атом кислорода (акцептор) — свободную орбиталь.

Таким образом, общее число связей, образованных атомом азота, равно $1 + 2 + 1 = 4$. Следовательно, валентность азота в азотной кислоте равна IV. Кислород во всех случаях проявляет валентность II, а водород - I.

Электронная схема (структура Льюиса), отражающая валентность азота (связи показаны парами электронов-точек):

В данной схеме показано, что атом азота связан с тремя атомами кислорода, образуя в сумме четыре ковалентные связи.

Ответ: Валентность азота в азотной кислоте равна IV. Электронная схема показывает, что атом азота образует четыре ковалентные связи: одну одинарную, одну двойную и одну, образованную по донорно-акцепторному механизму.

Валентность углерода и кислорода в оксиде углерода(II)

Решение

Оксид углерода(II), также известный как угарный газ, имеет химическую формулу $CO$.

Электронные конфигурации валентных оболочек атомов:

• Углерод (C), порядковый номер 6: $2s^22p^2$. Имеет 4 валентных электрона.
• Кислород (O), порядковый номер 8: $2s^22p^4$. Имеет 6 валентных электронов.

В молекуле $CO$ между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь. Механизм ее образования следующий:

1. Две ковалентные связи образуются по обменному механизму. Два неспаренных p-электрона атома углерода спариваются с двумя неспаренными p-электронами атома кислорода. В результате образуется двойная связь ($C=O$).
2. Третья связь образуется по донорно-акцепторному механизму. Для достижения устойчивой электронной конфигурации (октета) у обоих атомов, атом кислорода (донор) предоставляет одну из своих неподеленных электронных пар атому углерода (акцептор) на его вакантную p-орбиталь.

В итоге между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь ($C \equiv O$).

Электронная схема молекулы $CO$, где общие электронные пары (связи) показаны двоеточиями:

:C:::O:

Так как валентность определяется числом образованных ковалентных связей, и в данном случае каждый атом образует три связи, то валентность и углерода, и кислорода равна III.

Ответ: В оксиде углерода(II) валентность углерода равна III и валентность кислорода равна III. Электронная схема молекулы показывает наличие тройной связи между атомами.

5. Почему по современным представлениям понятие «валентность» неприменимо к ионным соединениям?

Понятие «валентность» по современным представлениям неприменимо к ионным соединениям из-за фундаментальных различий в природе химических связей, лежащих в основе ковалентных и ионных соединений.

Природа валентности и ковалентной связи

Валентность — это мера способности атома образовывать химические связи. Исторически и по своей сути это понятие тесно связано с ковалентной связью. Ковалентная связь образуется путем обобществления одной или нескольких пар электронов между двумя конкретными атомами. Такая связь является направленной (расположена строго между ядрами двух атомов) и насыщаемой (атом может образовать лишь ограниченное число таких связей). Например, в молекуле воды ($H_2O$) атом кислорода образует две направленные ковалентные связи с двумя атомами водорода, поэтому его валентность равна II.

Природа ионной связи и структура ионных кристаллов

Ионная связь возникает в результате полного перехода валентных электронов от атома с низкой электроотрицательностью (обычно металл) к атому с высокой электроотрицательностью (неметалл). В результате образуются противоположно заряженные ионы — катион (например, $Na^+$) и анион (например, $Cl^-$). Эти ионы удерживаются вместе силами кулоновского (электростатического) притяжения. В отличие от ковалентной, ионная связь является ненаправленной и ненасыщаемой.

Ненаправленность означает, что электрическое поле иона сферически симметрично и действует одинаково во всех направлениях. Ненасыщаемость означает, что ион может притягивать к себе столько ионов противоположного знака, сколько может поместиться в его ближайшем окружении. В результате ионные соединения в твердом состоянии образуют не отдельные молекулы, а гигантские кристаллические решетки. Например, в кристалле хлорида натрия ($NaCl$) каждый ион $Na^+$ окружен шестью ионами $Cl^-$, и наоборот. Не существует выделенной пары $Na-Cl$, которую можно было бы назвать молекулой.

Вывод о неприменимости понятия «валентность»

Поскольку в ионном кристалле нет отдельных, локализованных электронных пар, связывающих конкретные атомы, а есть лишь общее электростатическое поле, то и понятие «число образованных связей» (т. е. валентность) теряет смысл. Нельзя сказать, что натрий в $NaCl$ одновалентен, потому что он не образует одну связь, а взаимодействует сразу с шестью соседними ионами хлора. Для описания состава и строения ионных соединений используют другие, более подходящие понятия:

• Заряд иона (или степень окисления) — показывает, сколько электронов атом отдал или принял. Именно заряды ионов (+1 у $Na$, –1 у $Cl$) определяют, в каком соотношении они соединятся для образования электронейтрального вещества.
• Координационное число — показывает, сколько ионов-соседей противоположного знака окружает данный ион в кристаллической решетке (для $NaCl$ оно равно 6).

Ответ: Понятие «валентность» неприменимо к ионным соединениям, так как оно описывает число ковалентных связей, которые образуются за счет общих электронных пар и являются направленными. Ионная же связь возникает из-за ненаправленного электростатического притяжения между ионами. В ионном кристалле каждый ион взаимодействует не с одним, а сразу с несколькими соседними ионами, поэтому посчитать для него количество «связей» невозможно. Для характеристики ионных соединений вместо валентности используют заряд иона (степень окисления) и координационное число.

6. Какие закономерности наблюдают в изменении атомных радиусов в периодах слева направо и при переходе от одного периода к другому?

Изменение атомных радиусов в периодической системе химических элементов подчиняется двум основным закономерностям, которые напрямую связаны со строением атома.

В периодах слева направо

При движении по периоду слева направо атомный радиус, как правило, уменьшается. Это объясняется тем, что у всех элементов одного периода электроны находятся на одинаковом количестве энергетических уровней (электронных слоев). Однако при переходе от одного элемента к следующему в периоде происходит увеличение заряда ядра (числа протонов) на единицу, а добавляемый электрон поступает на тот же самый внешний энергетический уровень. В результате этого возрастает сила притяжения между ядром и электронами внешней оболочки. Электронная оболочка как бы "сжимается" к ядру, что и приводит к уменьшению атомного радиуса. Например, во втором периоде радиус атома лития ($Li$) больше, чем у бериллия ($Be$), а у того, в свою очередь, больше, чем у бора ($B$), и так далее до неона ($Ne$).

Ответ: В периодах слева направо атомный радиус уменьшается из-за увеличения заряда ядра и усиления притяжения электронов к ядру при неизменном числе электронных слоев.

При переходе от одного периода к другому

При переходе от одного периода к другому, то есть при движении вниз по группе, атомный радиус закономерно увеличивается. Это связано с тем, что с каждым новым периодом начинается заполнение нового, более удаленного от ядра энергетического уровня (электронного слоя). Хотя заряд ядра тоже растет, эффект добавления нового, более отдаленного слоя является доминирующим фактором. Кроме того, увеличивается количество внутренних электронных слоев, которые экранируют (ослабляют) притяжение внешних электронов к ядру. Совокупность этих факторов приводит к значительному увеличению размера атома. Например, радиус атома натрия ($Na$, 3-й период) значительно больше радиуса атома лития ($Li$, 2-й период), а радиус калия ($K$, 4-й период) больше радиуса натрия.

Ответ: При переходе от одного периода к другому (вниз по группе) атомный радиус увеличивается, так как добавляется новый, более удаленный от ядра электронный слой.

7. На 18 г технического алюминия подействовали избытком раствора гидроксида натрия. При этом выделилось 21,4 г газа (н. у.). Определите процентное содержание примесей в техническом алюминии, если известно, что в нём не было других веществ, способных реагировать с гидроксидом натрия.

Дано:

$m(\text{техн. Al}) = 18 \text{ г}$
$V(\text{газа}) = 21,4 \text{ л (н. у.)}^*$
* В условии задачи, вероятно, допущена опечатка: "21,4 г газа (н. у.)". Масса газа не измеряется при нормальных условиях (н. у.), это характеристика для объема. Кроме того, расчет с массой 21,4 г приводит к физически невозможному результату, где масса чистого алюминия оказывается больше массы исходного образца. Поэтому принимаем, что объем выделившегося газа составляет 21,4 л.

Найти:

$\omega(\text{примесей}) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции взаимодействия алюминия с водным раствором гидроксида натрия. Согласно условию, примеси в реакцию не вступают. Газ, выделяющийся в ходе реакции - это водород ($H_2$).

$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$

2. Найдем количество вещества (моль) выделившегося водорода. При нормальных условиях (н. у.) молярный объем любого газа составляет $V_m = 22,4$ л/моль.

$n(H_2) = \frac{V(H_2)}{V_m} = \frac{21,4 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} \approx 0,9554 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию. Из стехиометрии реакции следует, что количество вещества алюминия относится к количеству вещества водорода как 2:3.

$n(Al) = \frac{2}{3} \times n(H_2) = \frac{2}{3} \times 0,9554 \text{ моль} \approx 0,6369 \text{ моль}$

4. Вычислим массу чистого алюминия, содержавшегося в техническом образце. Молярная масса алюминия $M(Al) = 27$ г/моль.

$m(Al) = n(Al) \times M(Al) = 0,6369 \text{ моль} \times 27 \text{ г/моль} \approx 17,196 \text{ г}$

5. Теперь найдем массу примесей в образце технического алюминия.

$m(\text{примесей}) = m(\text{техн. Al}) - m(Al) = 18 \text{ г} - 17,196 \text{ г} = 0,804 \text{ г}$

6. Определим процентное содержание (массовую долю, $\omega$) примесей в техническом алюминии.

$\omega(\text{примесей}) = \frac{m(\text{примесей})}{m(\text{техн. Al})} \times 100\% = \frac{0,804 \text{ г}}{18 \text{ г}} \times 100\% \approx 4,47\%$

Ответ: процентное содержание примесей в техническом алюминии составляет приблизительно 4,47%.