какая валентность у бария

Что такое степень окисления

Степень окисления зачастую не совпадает с реальным значением электрического заряда атома, (совпадение наблюдается только в случае ионных соединений). Она используется лишь для систематизации и классификации химических элементов. Степень окисления широко используется при составлении формул, международных названий элементов, объяснения их окислительно-восстановительных свойств.

Степень окисления указывается как заряд рядом с символом химического элемента, как правый верхний индекс. Сначала указывается знак заряда, затем число (в обозначение реального электрического заряда ионов наоборот). Она равна количеству электронов, которые атом отдает (тогда рядом со значением ставится ), либо присоединяет (тогда ставится знак -).

СО обозначается арабскими цифрами (валентность римскими).

Атомы химических элементов и их валентные возможности

В начале прошлого века научная общественность была потрясена открытием британского физика Э. Резерфорда, который в своем докладе «Рассеяние α- и β-лучей и строение атома» говорил об открытии атомного ядра.

Данное открытие в тандеме со знанием о электронах сместило главенствующую тогда теорию о валентности, заменив ее на теорию о химических связях.

Однако понятие о валентности не пропало из научного мира. Вклад в научное развитие этого термина внесли Э. Франкленд, Ф. А. Кекуле и А. М. Бутлеров.

Согласно проделанным открытиям, атомы химических элементов состоят из:

• атомного ядра, включающего протоны p и нейтроны n;
• электронов e, находящихся на электронных уровнях.

Свойства атомов химических элементов определяет количество электронов на их последнем (внешнем) электронном слое. Именно они участвуют в образовании химических связей разных типов. Такие электроны называются валентными.

Для определения валентных возможностей атома необходимо рассмотреть распределение электронов на его энергетических уровнях.

Только атомы образовавшие химические связи могут характеризоваться понятием валентности.

Валентность обозначают римскими цифрами от I до VIII.

Число валентных электронов или число общих электронных пар определяет валентность.

Понятие валентности сопряжено со степенью окисления и часто совпадает с его значением.

Валентность — как определить? примеры и определение

Валентность бария.

Как проявляется валентность в соединениях?

Кислород способен непосредственно взаимодействовать со многими химическими элементами. Известны его соединения практически со всеми представителями таблицы Менделеева (за исключением инертных газов: аргона, гелия, неона). В реакцию с галогенами, благородными металлами кислород может непосредственно не вступать, но оксиды Au2O3, F2O, Cl2O7 и другие существуют (получают косвенно).

Для бинарных соединений, в образовании которых принимает участие кислород, характерны ковалентная связь и полярность. Валентность в таких молекулах зависит от числа возникших пар электронов, к которым притягиваются ядра разных атомов. В подавляющем большинстве соединений атомы кислорода участвуют в создании двух ковалентных связей.

Например, в оксидах СО2, Р2О5, SO2, SO3, К2О, В2О3, Мо2О5 и в других молекулах. В катионе гидроксония Н3О кислород проявляет нетипичную для него валентность III.

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) 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)

6) 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.

Примеры решения задач

Соль образована сильным основанием – гидроксидом бария (Ba(OH)2) и слабой кислотой – азотистой (HNO2), следовательно, гидролиз протекает по аниону и в одну ступень:

Реакция среды – щелочная, о чем свидетельствует присутствие в растворе гидроксид-ионов.

Найдем массу гидроксида бария в растворе:

msolute(Ba(OH)2) = 25 / 100% × 150 = 37,5 г.

Вычислим количество вещества гидроксида бария (молярная масса – г/моль):

n(Ba(OH)2) = 37,5/ 171 = 0,22 моль.

Согласно уравнению реакции n(Ba(OH)2):n(Ba)=1:1, т.е. n(Ba(OH)2) = n(Ba) = 0,22 моль. Тогда, масса бария (молярная масса – 137 г/моль):

Источник

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH4  (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости).

Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH4  , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH4  и анионами Cr2O72-.

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y:

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода 1, хрома 6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.

Селен, углерод, фосфор, сера, азот, хлор и другие примеры

Рассмотрим заполнение электронных уровней на примерах.

Углерод С обладает номером 6 в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, соответственно, он обладает 6 электронами.

Они полностью заполняют уровни 1s / 2s и частично уровень 2р. В обычном состоянии углерод обладает валентностью II. Свободная орбиталь 2р подуровня позволяет орбитали 2s распариваться. Тогда валентность углерода может изменяться на IV.

Азот N обладает номером 7 в ПСХЭ Менделеева и 7 электронами.

Они полностью занимают уровни 1s / 2s и частично 2р. В обычном состоянии азот обладает валентностью III. Перейти в возбужденное состояние путем распаривания 2s-электронов атом не способен, так как относится ко второму периоду, а на втором энергетическом уровне больше нет свободных подуровней и орбиталей, способных принять распарившиеся электроны.

Особенностью азота является несоответствие его валентности номеру группы ПС. Азот не обладает валентностью равной V, однако обладает соответствующей степенью окисления 5. НЕсоответствие значений валентностей и степеней окисления атомов азота в некоторых его соединениях является еще одной особенностью этого элемента.

Кислород О обладает номером 8 в ПСХЭ Менделеева и 8 электронами. Возбужденного состояния у кислорода так же нет.

Электроны полностью занимают уровни 1s / 2s и частично 2р. Валентность кислорода равна II — постоянная валентность. 

Фтор F обладает номером 9 в ПСХЭ Менделеева и 9 электронами. Они полностью занимают уровни 1s / 2s и частично 2р. Фтор обладает только валентностью I, которая не меняется.

Алюминий Al обладает номером 13 в ПСХЭ Менделеева и 13 электронами. Они полностью занимают уровни 1s / 2s, 2p / 3s и частично уровень 3р. Несмотря на электронную конфигурацию основного (стационарного) состояния атома, валентность I практически не встречается.

Фосфор P обладает номером 15 в ПСХЭ Менделеева и 15 электронами.

Они полностью заполняют уровни 1s / 2s, 2p / 3s и частично уровень 3р. В обычном состоянии фосфор обладает валентностью III. Распаривание 3s электронов создает возбужденное состояние, в котором пять валентных электронов занимают 5 ячеек, и валентность в таком случае поднимается до V.

Сера S занимает 16 место в ПСХЭ Менделеева и обладает 16 электронами.

Они полностью занимают 1s / 2s, 2p / 3s и частично 3р. В обычном состоянии сера обладает валентностью II. Распаренные электроны могут занимать ячейки подуровня 3d, валентность поднимается до IV и VI.

Хлор Cl обладает номером 17 в ПСХЭ Менделеева и 17 электронами.

Они полностью занимают уровни 1s / 2s, 2p / 3s и частично 3р. В обычном состоянии валентность хлора равна I. В возбужденном состоянии хлор может повышать свою валентность до III, V или VII. Формально данный ХЭ может обладать валентностью IV и VI.

Селен Se обладает номер 34 в ПСХЭ Менделеева, соответственно, он обладает 34 электронами.

Они полностью заполняют уровни 1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, отдав 30 электронов. Еще 4 заполняют орбиталь 4р — (1 ячейка занята полностью, еще 2 содержат по одному электрону). Валентность селена в обычном состоянии равна II.

Однако селен относится к элементам с переменной валентностью, поэтому также может обладать значением валентности IV и VI.

Таблица валентностей химических элементов. максимальная и минимальная валентность. — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)

Таблица валентности химических элементов

Таблица валентности химических элементов (1 часть):

Таблица валентности химических элементов (2 часть):

Таблица валентности химических элементов (3 часть):

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Коэффициент востребованности 5 631

Таблица валентности.

В таблице валентности приведены значения валентности элементов периодической таблицы Менделеева. Что такое валентность?

Точками здесь обозначаются неподеленные пары электронов, однако в структурных формулах их отмечают не каждый раз.

В химии принято, что валентность химических элементов можно узнать по группе (колонке) в таблице Менделеева. В действительности не всегда валентность элемента соответствует номеру группы, но в большинстве случаев определенная валентность по такому методу даст правильный результат часто элементы, в зависимости от разных факторов, имеют не одну валентность. Чтобы проще было понимать и не путаться, ниже приведена таблица валентностей всех элементов периодической таблицы.

Цифра положительной валентности элемента соответствует количеству отданных атомом электронов, а отрицательной валентности – количеству электронов, которые атом должен забрать себе для завершения внешнего энергетического уровня.

Значение, приведенное в скобках таблицы валентности, перечисляет менее распространенные валентности. Если у элемента указана только одна цифра, значит он может иметь только одну валентность.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация  кислорода в основном состоянии:

😯 1s²2s²2p⁴     1s   2s   2s  2p 

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.