Khi các nguyên tố tương tác, các cặp electron được hình thành bằng cách nhận hoặc nhường electron. Khả năng kéo electron của nguyên tử được Linus Pauling gọi là độ âm điện của các nguyên tố hóa học. Pauling đã thu nhỏ độ âm điện của các nguyên tố từ 0,7 đến 4.

Độ âm điện là gì?

Độ âm điện (EO) là một đặc tính định lượng của một nguyên tố, biểu thị lực mà các electron bị hút bởi hạt nhân của một nguyên tử. EO cũng đặc trưng cho khả năng giữ các electron hóa trị ở mức năng lượng ngoài cùng.

Cơm. 1. Cấu trúc của nguyên tử.

Khả năng cho hoặc nhận electron xác định xem các nguyên tố thuộc kim loại hay phi kim loại. Các nguyên tố dễ dàng tặng electron có đặc tính kim loại rõ rệt. Các nguyên tố nhận electron thể hiện tính phi kim.

Độ âm điện được biểu hiện trong các hợp chất hóa học và thể hiện sự dịch chuyển của các electron về phía một trong các nguyên tố.

Độ âm điện tăng từ trái sang phải và giảm từ trên xuống dưới trong bảng tuần hoàn của Mendeleev.

Làm thế nào để xác định

Bạn có thể xác định giá trị bằng cách sử dụng bảng độ âm điện của các nguyên tố hóa học hoặc thang Pauling. Độ âm điện của liti được coi là thống nhất.

Chất oxi hóa và halogen có EO cao nhất. Giá trị độ âm điện của chúng lớn hơn hai. Chất giữ kỉ lục là flo có độ âm điện là 4.

Cơm. 2. Bảng độ âm điện.

EC nhỏ nhất (nhỏ hơn hai) có các kim loại thuộc nhóm đầu tiên của bảng tuần hoàn. Natri, liti, kali được coi là kim loại hoạt động, bởi vì. chúng dễ dàng tách ra khỏi một điện tử hóa trị duy nhất hơn là nhận các điện tử còn thiếu.

Một số yếu tố ở giữa. Độ âm điện của chúng gần bằng hai. Các nguyên tố như vậy (Si, B, As, Ge, Te) thể hiện tính kim loại và phi kim loại.

Để dễ so sánh EO, người ta dùng dãy nguyên tố có độ âm điện. Bên trái là kim loại, bên phải là phi kim loại. Càng gần các cạnh, phần tử càng hoạt động. Xêzi là chất khử mạnh nhất, dễ nhường electron và có độ âm điện nhỏ nhất. Flo là một chất oxi hóa hoạt động có khả năng hút electron.

Cơm. 3. Dãy độ âm điện.

Trong các hợp chất phi kim loại, các nguyên tố có EC cao hơn sẽ hút electron. Ôxy có độ âm điện 3,5 thu hút các nguyên tử cacbon và lưu huỳnh có độ âm điện 2,5.

Chúng ta đã học được gì?

Độ âm điện cho biết mức độ mà hạt nhân của nguyên tử giữ lại các điện tử hóa trị. Tùy thuộc vào giá trị của EC, các nguyên tố có thể tặng hoặc nhận electron. Các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn thì hút electron và thể hiện tính phi kim. Các nguyên tố mà nguyên tử của chúng nhường electron dễ dàng có tính chất kim loại. Một số nguyên tố có EO trung tính có điều kiện (khoảng hai) và có thể thể hiện tính chất kim loại và phi kim loại. Mức độ của EO tăng dần từ trái sang phải và từ dưới lên trên trong bảng tuần hoàn.

Nếu các nguyên tử trung hòa của hai nguyên tố khác nhau nhiều về giá trị của chúng năng lượng ion hóa và ái lực điện tử, sau đó chúng có thể dễ dàng tương tác với nhau để hình thành một liên kết hóa học bền vững.

Tuy nhiên, việc sử dụng các đặc điểm này bị hạn chế bởi thực tế là chúng dùng để chỉ các nguyên tử trung hòa bị cô lập. Nếu các nguyên tử là một phần của hợp chất hóa học, thì để đặc trưng cho khả năng thu hút các electron chung về mình của chúng, người ta đưa ra khái niệm độ âm điện(EO) *.

Độ âm điện là giá trị đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử trong phân tử tham gia vào quá trình hình thành liên kết cộng hóa trị.

Và mặc dù độ âm điện của một nguyên tử, phụ thuộc vào trạng thái hóa trị của nguyên tử và loại hợp chất hóa học mà nó nằm trong đó, là có điều kiện, nhưng việc sử dụng nó rất hữu ích để mô tả cả liên kết cộng hóa trị riêng lẻ và hợp chất hóa học nói chung.

Độ âm điện của một nguyên tử bằng một nửa tổng của năng lượng ion hóa và ái lực điện tử của nó:

Trong thực tế thường dùng giá trị độ âm điện tương đối, lấy giá trị độ âm điện của nguyên tử liti làm đơn vị.

Độ âm điện tương đối của một nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào, được ký hiệu bằng chữ cái Hy Lạp χ (chi), được xác định bằng tỷ số bằng EO A / EO Li.

Độ âm điện tương đối cao nhất có nguyên tử flo - 4,0, nhỏ nhất - nguyên tử xêzi và franxi - 0,7. Khi so sánh với chúng, độ âm điện tương đối của các nguyên tử của các nguyên tố còn lại được xem xét (Bảng 7). Giá trị thấp nhất của độ âm điện tương đối là nguyên tử trung hòa của nguyên tố s thuộc nhóm I, giá trị cao nhất - P-các nguyên tố nhóm VI và nhóm VII. Độ âm điện tương đối càng lớn, nguyên tử của một nguyên tố nhất định thể hiện tính oxi hóa càng mạnh và nó hút (các) cặp () điện tử chung (không) của liên kết cộng hóa trị trong hợp chất càng mạnh.

Đối với các nguyên tử trung hoà của các nguyên tố trong một chu kì, điện tích hạt nhân tăng thì độ âm điện tăng (giá trị nhỏ nhất là nguyên tử kim loại kiềm - nguyên tố nhóm IA, lớn nhất - nguyên tử halogen - nguyên tố của nhóm VIIA). Điều này là do số lớp electron trong nguyên tử không thay đổi, và điện tích của hạt nhân của chúng tăng lên theo chu kỳ, và do đó tương tác của electron với hạt nhân tăng lên, và kết quả là kích thước (bán kính ) của nguyên tử giảm dần. Theo cùng chiều, năng lượng ion hóa, ái lực electron và độ âm điện của các nguyên tử trung hòa của các nguyên tố đều tăng. Theo đó, tính khử của các nguyên tử trung hòa của các nguyên tố yếu dần theo chu kỳ từ trái sang phải, và tính oxi hóa tăng dần. Các chất oxi hóa mạnh nhất trong một chu kỳ là các nguyên tử halogen.

Trong các nhóm A, giá trị độ âm điện của các nguyên tử trung hòa của các nguyên tố, và do đó tính oxi hóa, giảm dần từ trên xuống dưới, và ở các nhóm B (trừ nhóm III), ngược lại, chúng tăng lên.

Do đó, chất oxy hóa mạnh nhất là nguyên tử flo trung tính (nhóm VIIA), và chất khử mạnh nhất là nguyên tử franxi trung tính (nhóm IA) (Hình 12).

Trong hầu hết các trường hợp, liên kết trong phân tử có bản chất trung gian giữa hai trường hợp giới hạn - loại liên kết hóa học cộng hóa trị hoặc ion. Ví dụ, trong phân tử hiđro iođua, liên kết không hoàn toàn là cộng hóa trị cũng không hoàn toàn là ion.

Sự khác biệt trong các giá trị của độ âm điện tương đối của các nguyên tử trung hòa của các nguyên tố được sử dụng để đánh giá mức độ ion của các liên kết. Khi sự khác biệt về giá trị χ lớn hơn 2,0, liên kết có thể được coi là ion, khi sự khác biệt từ 0,4– đến 2,0 - cộng hóa trị với một đặc tính ion một phần và khi sự khác biệt nhỏ hơn 0,4, cộng hóa trị.

Theo giá trị của độ âm điện tương đối của nguyên tử, các nguyên tố được quy ước chia thành kim loại và phi kim , ranh giới giữa nó trong Hệ thống tuần hoàn của D.I. Mendeleev (trong phiên bản 18 ô nửa dài) được vẽ dọc theo các nguyên tố của các phân nhóm chính theo đường chéo từ boron đến astatine. Giá trị χ của các nguyên tử của các nguyên tố ranh giới - lưỡng tính * - gần bằng 2 (chúng được đánh dấu trong Bảng 7 bằng kiểu in đậm và các ô tô bóng).

Bảng 7 Độ âm điện tương đối của nguyên tử, nguyên tố eV		F4.0	Cl 3.0	Br2,8	Tôi 2,5	Tại 2,2
	O 3.5	S 2,5	Se 2,4	Te 2.1	Po 2.0
	N 3.0	P 2.1	Như 2.0	Sb 1,9	Bi 1.9
	C2.5	Si 1,8	Ge 1,8	Sn 1,8	Pb 1.9
	B2.0	Al 1,5	Ga 1,6	Trong 1,7	Tl 1,8
			Zn 1,6	CD 1.7	Hg 1.9
			Cu 1,9	Ag 1,9	Au 2.4
			Ni 1,9	Pd 2.2	Pt 2,2
			Co 1,9	Rh 2,2	Ir 2,2
			Fe 1,8	Ru 2,2	Os 2,2
			Mn 1,5	Te 1,9	Re 1.9
			Có TK 1,6	Tháng 1.8	W 1,7
			V 1,6	Nb 1.6	Ta 1,5
			Ti 1.5	Zr 1,4	hf 1.3
			Sc 1.3	Y 1,2	La-Lu 1,0-1,2
	Được 1,5	Mg 1,2	Ca 1.0	Sr 1.0	Ba 0,9
H2.1	Li 1,0	Na 0,9	K 0,8	Rb 0,8	Cs 0,7

Các nhóm con chính

		Tôi	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	H							Anh ta
	Li	Thì là ở	B	C	N	O	F	Ne
	Na	mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
	K	Ca	Ga	Ge	Như	Se	Br	kr
	Rb	Sr	Trong	sn	Sb	Te	Tôi	Xe
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	Tại	Rn
	Fr	Ra

Cơm. 12. Thay đổi tính chất oxy hóa khử

nguyên tử trung hòa của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính (nhóm A)

Các từ "axit" và "bazơ" là các thuật ngữ chức năng, không phải là tên nhãn. Chúng chỉ ra những gì một chất có khả năng hơn là những gì nó là.

R. von Handler (1931).

2.5. Tính chất axit-bazơ của hợp chất hóa học

Tính tuần hoàn của các tính chất của các nguyên tố, liên quan đến sự thay đổi cấu trúc của lớp vỏ electron của nguyên tử của chúng với sự gia tăng điện tích của hạt nhân nguyên tử, cũng được biểu hiện trong các hợp chất cùng loại của chúng.

Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học được xây dựng theo cách mà các nguyên tố nằm ở phía bên trái của bảng, hydroxit của ai thể hiện các tính chất cơ bản. Những tính chất này đặc biệt rõ rệt trong các hiđroxit kim loại kiềm. Ngược lại, ở phía bên phải của bảng hệ thống tuần hoàn là các nguyên tố mà oxit của chúng, dưới tác dụng của nước, biến thành hiđroxit có tính axit, nghĩa là thành axit. Oxit và hiđroxit của nhiều nguyên tố - những nguyên tố nằm giữa bảng của bảng tuần hoàn - có một hành vi kép. Khi tương tác với axit mạnh, chúng thể hiện tính bazơ, và khi phản ứng với kiềm, chúng trở thành axit.

Trong các chu kỳ, khi chuyển từ trái sang phải, tính chất của oxit và hiđroxit từ tính bazơ đối với các nguyên tố thuộc nhóm IA – IIA chuyển dần sang tính lưỡng tính và các nguyên tố thuộc nhóm VA – VIIA trở thành có tính axit.

Đối với oxit và hiđroxit của các nguyên tố, giá trị độ âm điện tương đối của nguyên tử trong đó nằm trong khoảng 1,5–2,2, tính chất lưỡng tính thường là đặc trưng. Đồng thời, giá trị của χ càng nhỏ thì oxit và hiđroxit thể hiện tính bazơ càng mạnh và ngược lại, giá trị của χ càng lớn thì chúng càng thể hiện tính axit mạnh của oxit và hiđroxit. Ví dụ, trong nguyên tố nhóm IIIA gali (χ \ u003d 1.7), tính chất axit và tính bazơ của Ga 2 O 3 và Ga (OH) 3 được thể hiện ở mức độ như nhau.

Bán kính của cation nhỏ hơn bán kính của nguyên tử trung hòa, vì chúng được hình thành bằng cách cho electron, và bán kính của anion lớn hơn bán kính của nguyên tử trung hòa, vì chúng được hình thành bằng cách nhận electron.

Trong các hiđroxit E – O – H, theo nhóm từ trên xuống dưới, do bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng lên, khoảng cách giữa các nguyên tử của nguyên tố và oxi tăng lên, điều đó có nghĩa là cường độ tương tác của chúng giảm. . Theo đó, mức độ phân ly điện li của các hydroxit dọc theo liên kết E-O tăng lên:

E + + OH - E – O – N EO - + H +

và bản chất cơ bản của hydroxit được nâng cao, trong khi mức độ phân ly dọc theo liên kết О – Н giảm, và tính axit của chúng yếu đi (Hình 13).

Ví dụ:

Be (OH) 2 - hiđroxit lưỡng tính, Mg (OH) 2 - bazơ yếu, Ca (OH) 2 - bazơ mạnh;

axit ẩn HPO 3 có tính khử yếu hơn nhiều so với axit nitric HNO 3.

Trong hiđro của hợp chất phi kim loại với hiđro, tính axit tăng khi bán kính nguyên tử của nguyên tố tăng dần, chúng tăng dần theo nhóm A từ trên xuống dưới từ HF đến HI và từ H 2 O đến H 2 Te .

Các nhóm con chính

		Tôi	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	H							Anh ta
	Li	Thì là ở	B	C	N	O	F	Ne
	Na	mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
	K	Ca	Ga	Ge	Như	Se	Br	kr
	Rb	Sr	Trong	sn	Sb	Te	Tôi	Xe
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	Tại	Rn
	Fr	Ra

Cơm. 13. Sự thay đổi tính chất axit - bazơ của oxit và hiđroxit của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính (nhóm A)

Độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố.Độ âm điện tương đối. Thay đổi trong các thời kỳ và các nhóm của hệ thống Tuần hoàn. Độ phân cực của liên kết hóa học, độ phân cực của phân tử và ion.

Độ âm điện (e.o.) là khả năng nguyên tử dịch chuyển các cặp electron về phía chính nó.
Meroy e.o. là năng lượng theo số học bằng ½ tổng của năng lượng ion hóa I và năng lượng tương tự electron E
E.O. = ½ (I + E)

Độ âm điện tương đối. (OEO)

Flo, là nguyên tố e.o mạnh nhất, được gán giá trị 4,00 so với các nguyên tố khác được coi là.

Những thay đổi trong các thời kỳ và các nhóm của hệ thống Tuần hoàn.

Trong khoảng thời gian, khi điện tích hạt nhân tăng từ trái sang phải, độ âm điện tăng.

Ít nhất giá trị quan sát được trong kim loại kiềm và kiềm thổ.

Vĩ đại nhất- đối với halogen.

Độ âm điện càng lớn thì tính phi kim của các nguyên tố càng mạnh.

Độ âm điện (χ) là tính chất hóa học cơ bản của nguyên tử, là đặc tính định lượng của khả năng nguyên tử trong phân tử dịch chuyển các cặp electron chung về phía chính nó.

Khái niệm hiện đại về độ âm điện của nguyên tử được đưa ra bởi nhà hóa học người Mỹ L. Pauling. L. Pauling đã sử dụng khái niệm độ âm điện để giải thích thực tế là năng lượng của liên kết dị nguyên tử A-B (A, B là ký hiệu của bất kỳ nguyên tố hóa học nào) nói chung lớn hơn trung bình hình học của liên kết đồng nguyên tử A-A và B-B.

Giá trị cao nhất của e.o. flo, và thấp nhất là xêzi.

Định nghĩa lý thuyết về độ âm điện do nhà vật lý người Mỹ R. Mulliken đề xuất. Dựa trên quan điểm rõ ràng là khả năng hút điện tử của nguyên tử trong phân tử phụ thuộc vào năng lượng ion hóa của nguyên tử đó và ái lực điện tử của nó, R. Mulliken đã đưa ra khái niệm độ âm điện của nguyên tử A là giá trị trung bình. giá trị năng lượng liên kết của các electron ngoài cùng trong quá trình ion hóa các trạng thái hóa trị (ví dụ, từ A− đến A +) và trên cơ sở này đề xuất một quan hệ rất đơn giản cho độ âm điện của nguyên tử:

trong đó J1A và εA lần lượt là năng lượng ion hóa của nguyên tử và ái lực điện tử của nó.
Nói một cách chính xác, một nguyên tố không thể được gán cho một độ âm điện vĩnh viễn. Độ âm điện của nguyên tử phụ thuộc vào nhiều yếu tố, cụ thể là vào trạng thái hóa trị của nguyên tử, trạng thái oxi hóa chính thức, số phối trí, bản chất của các phối tử tạo nên môi trường của nguyên tử trong hệ phân tử, và một số khác. Gần đây, ngày càng thường xuyên, để đặc trưng cho độ âm điện, người ta sử dụng cái gọi là độ âm điện quỹ đạo, phụ thuộc vào loại quỹ đạo nguyên tử tham gia vào việc hình thành liên kết và vào quần thể electron của nó, tức là, liệu quỹ đạo nguyên tử có bị chiếm giữ hay không bởi một cặp điện tử không chia sẻ, đơn lẻ là một điện tử chưa chia đôi, hoặc bị bỏ trống. Nhưng, bất chấp những khó khăn đã biết trong việc giải thích và xác định độ âm điện, nó vẫn luôn cần thiết để mô tả và dự đoán định tính về bản chất của các liên kết trong hệ phân tử, bao gồm năng lượng liên kết, sự phân bố điện tích và mức độ ion, hằng số lực, v.v. Một trong những cách tiếp cận được phát triển nhất hiện nay là cách tiếp cận Sanderson. Cách tiếp cận này dựa trên ý tưởng cân bằng độ âm điện của các nguyên tử trong quá trình hình thành liên kết hóa học giữa chúng. Nhiều nghiên cứu đã tìm thấy mối quan hệ giữa độ âm điện Sanderson và các đặc tính hóa lý quan trọng nhất của các hợp chất vô cơ của đại đa số các nguyên tố trong bảng tuần hoàn. Một sửa đổi trong phương pháp của Sanderson, dựa trên sự phân bố lại độ âm điện giữa các nguyên tử của phân tử đối với các hợp chất hữu cơ, hóa ra cũng rất hiệu quả.

2) Độ phân cực của liên kết hóa học, độ phân cực của phân tử và ion.

Điều gì trong phần tóm tắt và trong sách giáo khoa - Sự phân cực gắn liền với một momen lưỡng cực. Nó xuất hiện do sự dịch chuyển của một cặp electron chung thành một trong các nguyên tử. Sự phân cực còn phụ thuộc vào sự khác nhau về độ âm điện của các nguyên tử. ngoại quan. Hai nguyên tử, liên kết hóa học càng phân cực càng tốt. Tùy thuộc vào cách phân bố lại mật độ electron trong quá trình hình thành liên kết hóa học, người ta phân biệt một số loại liên kết hóa học. sang cái khác.

Trong trường hợp này, hai ion được hình thành, giữa đó nảy sinh liên kết ion. Để hai nguyên tử có thể tạo liên kết ion, điều cần thiết là e.o của chúng. khác nhau rất nhiều. Nếu e.o. bằng nhau thì liên kết cộng hoá trị không cực được hình thành. Liên kết cộng hoá trị có cực phổ biến nhất được hình thành giữa các nguyên tử có e.o khác nhau.

Điện tích hiệu dụng của nguyên tử có thể dùng như một ước lượng định lượng về độ phân cực của liên kết. Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn thì hút êlectron càng mạnh nên các êlectron lại gần nó thì nhận được một số điện tích âm gọi là hiệu dụng, đồng tác của nó có cùng điện tích hiệu dụng dương nếu các êlectron tạo thành liên kết giữa các nguyên tử thuộc chúng như nhau thì điện tích hiệu dụng bằng không.

Đối với phân tử đioxit, có thể xác định đặc điểm phân cực của liên kết và xác định điện tích hiệu dụng của nguyên tử dựa trên việc đo mômen lưỡng cực M = q * r trong đó q là điện tích của cực lưỡng cực, bằng điện tích hiệu dụng đối với một phân tử hai nguyên tử, r là khoảng cách giữa các hạt nhân Mômen lưỡng cực của liên kết là một đại lượng vectơ. Nó hướng từ phần mang điện tích dương của phân tử sang phần âm của nó Điện tích hiệu dụng trên nguyên tử của nguyên tố không trùng với trạng thái oxi hóa.

Tính phân cực của phân tử quyết định phần lớn tính chất của các chất. Các phân tử phân cực quay về phía nhau với các cực tích điện trái dấu, và giữa chúng phát sinh lực hút lẫn nhau. Vì vậy, những chất do phân tử phân cực tạo thành có nhiệt độ nóng chảy và sôi cao hơn những chất mà phân tử của nó không phân cực.

Chất lỏng có phân tử phân cực có khả năng hòa tan cao hơn. Hơn nữa, độ phân cực của các phân tử dung môi càng lớn thì khả năng hòa tan của các hợp chất phân cực hoặc ion trong đó càng cao. Sự phụ thuộc này được giải thích là do các phân tử phân cực của dung môi, do tương tác lưỡng cực-lưỡng cực hoặc ion-lưỡng cực với chất tan, góp phần phân hủy chất tan thành ion. Ví dụ, một dung dịch hydro clorua trong nước, mà các phân tử của chúng phân cực, dẫn điện tốt. Dung dịch hiđro clorua trong benzen không có độ dẫn điện đáng kể. Điều này cho thấy không có sự ion hóa hydro clorua trong dung dịch benzen, vì các phân tử benzen là không phân cực.

Các ion, giống như điện trường, có tác dụng phân cực lẫn nhau. Khi hai ion gặp nhau, sự phân cực lẫn nhau của chúng xảy ra, tức là sự dịch chuyển của các êlectron của các lớp ngoài cùng so với hạt nhân. Sự phân cực lẫn nhau của các ion phụ thuộc vào điện tích của hạt nhân và ion, bán kính của ion và các yếu tố khác.

Trong các nhóm của e.o. giảm dần.

Tính kim loại của các nguyên tố tăng dần.

Các nguyên tố kim loại ở mức năng lượng bên ngoài chứa 1,2,3 electron và được đặc trưng bởi giá trị thấp của thế ion hóa và e.o. bởi vì kim loại cho thấy xu hướng hiến tặng electron rõ rệt.
Các nguyên tố phi kim loại có năng lượng ion hóa cao hơn.
Khi lớp vỏ bên ngoài của phi kim được lấp đầy, bán kính nguyên tử giảm dần trong các khoảng thời gian. Ở lớp vỏ ngoài cùng, số electron là 4,5,6,7,8.

Tính phân cực của liên kết hóa học. Tính phân cực của phân tử và ion.

Độ phân cực của liên kết hóa học được xác định bằng sự dịch chuyển các liên kết của một cặp electron sang một trong các nguyên tử.

Liên kết hóa học hình thành do sự phân bố lại của các electron trong các obitan hóa trị, dẫn đến cấu hình điện tử bền vững của khí quý, do sự hình thành các ion hoặc sự hình thành các cặp electron chung.
Liên kết hóa học được đặc trưng bởi năng lượng và độ dài.
Thước đo độ bền của liên kết là năng lượng sử dụng để phá vỡ liên kết.
Ví dụ. H - H = 435 kJmol-1

Độ âm điện của các nguyên tố nguyên tử
Độ âm điện là tính chất hóa học của nguyên tử, là đặc tính định lượng của khả năng nguyên tử trong phân tử hút electron về mình từ nguyên tử của nguyên tố khác.
Độ âm điện tương đối

Thang đo độ âm điện tương đối đầu tiên và nổi tiếng nhất là thang L. Pauling, thu được từ dữ liệu nhiệt hóa và được đề xuất vào năm 1932. Độ âm điện của nguyên tố có độ âm điện lớn nhất flo, (F) = 4,0, được tùy ý lấy làm điểm tham chiếu trong thang này .

Các nguyên tố thuộc nhóm VIII của hệ thống tuần hoàn (khí quý) có độ âm điện bằng không;
Ranh giới có điều kiện giữa kim loại và phi kim loại được coi là giá trị của độ âm điện tương đối bằng 2.

Độ âm điện của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn, theo quy luật, tăng tuần tự từ trái sang phải trong mỗi chu kỳ. Trong mỗi nhóm, với một vài ngoại lệ, độ âm điện luôn giảm dần từ trên xuống dưới. Độ âm điện được sử dụng để đặc trưng cho một liên kết hóa học.
Liên kết có sự khác biệt nhỏ hơn về độ âm điện của các nguyên tử được gọi là liên kết cộng hóa trị có cực. Sự khác biệt về độ âm điện của các nguyên tử tạo thành liên kết hóa học càng nhỏ thì mức độ ion của liên kết này càng giảm. Chênh lệch 0 về độ âm điện của các nguyên tử cho thấy sự vắng mặt của đặc tính ion trong liên kết do chúng tạo thành, tức là cộng hóa trị thuần túy của nó.

Độ phân cực của liên kết hóa học, độ phân cực của phân tử và ion
Tính phân cực của liên kết hóa học, một đặc trưng của liên kết hóa học, cho thấy sự phân bố lại của mật độ electron trong không gian gần hạt nhân so với sự phân bố ban đầu của mật độ này trong các nguyên tử trung hòa tạo thành liên kết này.

Hầu hết tất cả các liên kết hóa học, ngoại trừ các liên kết trong phân tử homonuclear diatomic, đều có cực ở mức độ này hay mức độ khác. Thông thường liên kết cộng hóa trị phân cực yếu, liên kết ion phân cực mạnh.

Ví dụ:
cộng hóa trị không phân cực: Cl2, O2, N2, H2, Br2

cực cộng hóa trị: H2O, SO2, HCl, NH3, v.v.

Thuật ngữ này được sử dụng rộng rãi trong hóa học. độ âm điện (EO) - Tính chất của nguyên tử của một nguyên tố nhất định để kéo electron từ nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất được gọi là độ âm điện. Độ âm điện của liti được quy ước là thống nhất, EC của các nguyên tố khác được tính toán tương ứng. Có một thang giá trị của các phần tử EO.

Giá trị số của các phần tử EO có giá trị gần đúng: nó là một đại lượng không thứ nguyên. EC của một nguyên tố càng cao thì tính chất phi kim loại của nó càng rõ rệt. Theo EO, các phần tử có thể được viết như sau:

F> O> Cl> Br> S> P> C> H> Si> Al> Mg> Ca> Na> K> Cs

Flo có giá trị EO cao nhất. So sánh giá trị EO của các nguyên tố từ franxi (0,86) đến flo (4,1), dễ dàng thấy rằng EO tuân theo quy luật tuần hoàn. Trong hệ thống tuần hoàn các nguyên tố, EO trong một chu kỳ tăng khi số nguyên tố tăng (từ trái sang phải), và trong các phân nhóm chính thì giảm (từ trên xuống dưới). Trong các giai đoạn, khi điện tích của các hạt nhân nguyên tử tăng lên, số electron lớp ngoài cùng tăng, bán kính nguyên tử giảm, do đó tính dễ nhường electron giảm, EO tăng, do đó phi kim tính chất tăng lên.

Sự khác biệt về độ âm điện của các nguyên tố trong hợp chất (ΔX) sẽ giúp ta có thể phán đoán được loại liên kết hóa học.

Nếu giá trị Δ X \ u003d 0 - liên kết cộng hóa trị không cực.

Với sự khác biệt về độ âm điện lên đến 2,0 liên kết được gọi là cực cộng hóa trị, ví dụ: liên kết H-F trong phân tử hiđro florua HF: Δ X \ u003d (3,98 - 2,20) \ u003d 1,78

Mối liên hệ với sự khác biệt về độ âm điện lớn hơn 2,0 được coi là ion. Ví dụ: liên kết Na-Cl trong hợp chất NaCl: Δ X \ u003d (3,16 - 0,93) \ u003d 2,23.

Độ âm điện phụ thuộc vào khoảng cách giữa hạt nhân và các electron hóa trị, và về mức độ gần của lớp vỏ hóa trị sẽ được hoàn thành. Bán kính của nguyên tử càng nhỏ và càng nhiều electron hóa trị thì ER của nó càng cao.

Flo là phần tử âm điện nhất. Thứ nhất, nó có 7 electron trên lớp vỏ hóa trị (chỉ thiếu 1 electron trước một octet) và thứ hai, lớp vỏ hóa trị này nằm gần hạt nhân.

Nguyên tử có độ âm điện nhỏ nhất là kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ. Chúng có bán kính lớn và lớp vỏ electron bên ngoài của chúng còn lâu mới hoàn thiện. Việc cho các điện tử hóa trị của mình cho một nguyên tử khác (khi đó lớp vỏ trước bên ngoài sẽ trở nên hoàn chỉnh) sẽ dễ dàng hơn nhiều so với việc “giành lấy” các điện tử.

Độ âm điện có thể được biểu thị một cách định lượng và sắp xếp các nguyên tố theo thứ tự tăng dần. Được sử dụng phổ biến nhất thang đo độ âm điện do nhà hóa học người Mỹ L. Pauling đề xuất.

Trạng thái oxy hóa

Hợp chất tạo nên từ hai nguyên tố hóa học được gọi là nhị phân(từ lat. bi - hai), hoặc hai nguyên tố (NaCl, HCl). Trong trường hợp có liên kết ion trong phân tử NaCl, nguyên tử natri chuyển electron ngoài cùng của nó cho nguyên tử clo và biến thành ion có điện tích +1, còn nguyên tử clo nhận electron và biến thành ion có điện tích của -1. Về mặt sơ đồ, quá trình biến đổi nguyên tử thành ion có thể được mô tả như sau:

Trong quá trình tương tác hóa học trong phân tử HCl, cặp electron chung bị dịch chuyển về phía nguyên tử âm hơn. Ví dụ, , tức là, electron sẽ không chuyển hoàn toàn từ nguyên tử hydro sang nguyên tử clo, mà là một phần, do đó gây ra điện tích một phần của nguyên tử δ: H +0,18 Сl -0,18. Nếu chúng ta tưởng tượng rằng trong phân tử HCl, cũng như trong NaCl clorua, electron hoàn toàn chuyển từ nguyên tử hydro sang nguyên tử clo, thì chúng sẽ nhận các điện tích +1 và -1:

Các khoản phí có điều kiện như vậy được gọi là trạng thái oxy hóa. Khi định nghĩa khái niệm này, có điều kiện giả định rằng trong các hợp chất cộng hóa trị có cực, các điện tử liên kết đã hoàn toàn chuyển sang một nguyên tử âm điện hơn, và do đó các hợp chất chỉ bao gồm các nguyên tử mang điện tích dương và âm.

Trạng thái oxy hóa là điện tích có điều kiện của các nguyên tử của một nguyên tố hóa học trong một hợp chất, được tính toán trên cơ sở giả thiết rằng tất cả các hợp chất (cả ion và cộng hóa trị phân cực) chỉ bao gồm các ion. Trạng thái oxy hóa có thể có giá trị âm, dương hoặc không, thường được đặt phía trên ký hiệu nguyên tố ở trên cùng, ví dụ:

Những nguyên tử đã nhận electron từ các nguyên tử khác hoặc các cặp electron chung bị dịch chuyển có giá trị âm đối với trạng thái oxi hóa, tức là nguyên tử của các nguyên tố âm điện hơn. Những nguyên tử nhường electron của chúng cho các nguyên tử khác hoặc từ đó các cặp electron chung được tạo ra có trạng thái oxi hóa dương, tức là nguyên tử của các nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn. Giá trị 0 của trạng thái oxi hóa có nguyên tử trong phân tử chất đơn giản và nguyên tử ở trạng thái tự do, ví dụ:

Trong các hợp chất, tổng số oxi hóa luôn bằng không.

Valence

Hóa trị của nguyên tử một nguyên tố hóa học được xác định chủ yếu bởi số electron chưa ghép đôi tham gia hình thành liên kết hóa học.

Khả năng hóa trị của nguyên tử được xác định bởi:

Số electron chưa ghép đôi (obitan một electron);

Sự hiện diện của các obitan tự do;

Sự hiện diện của các cặp electron đơn lẻ.

Trong hóa học hữu cơ, khái niệm "hóa trị" thay thế khái niệm "trạng thái oxy hóa", thường được sử dụng trong hóa học vô cơ. Tuy nhiên, chúng không giống nhau. Hóa trị không có dấu và không thể bằng không, trong khi trạng thái oxi hóa nhất thiết phải được đặc trưng bởi một dấu và có thể có giá trị bằng không.

Về cơ bản, hóa trị đề cập đến khả năng của các nguyên tử để tạo thành một số liên kết cộng hóa trị nhất định. Nếu một nguyên tử có n electron chưa ghép đôi và m cặp electron chưa chia sẻ, thì nguyên tử này có thể hình thành n + m liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác, tức là hóa trị của nó sẽ bằng n + m. Khi đánh giá giá trị tối đa, người ta nên tiến hành từ cấu hình điện tử của trạng thái "kích thích". Ví dụ, hóa trị tối đa của một nguyên tử beri, bo và nitơ là 4.

Giá trị vĩnh viễn:

• H, Na, Li, K, Rb, Cs - Trạng thái oxy hóa I
• O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd - Trạng thái oxy hóa II
• B, Al, Ga, In - Trạng thái oxy hóa III

Các biến giá trị:

• Cu - I và II
• Fe, Co, Ni - II và III
• C, Sn, Pb - II và IV
• P- III và V
• Cr- II, III và VI
• S- II, IV và VI
• Mn- II, III, IV, VI và VII
• N- II, III, IV và V
• Cl- I, IV, VIvàVII

Sử dụng các giá trị, bạn có thể soạn công thức của hợp chất.

Công thức hóa học là một bản ghi có điều kiện về thành phần của một chất bằng các dấu hiệu và chỉ số hóa học.

Ví dụ: H 2 O là công thức của nước, trong đó H và O là ký hiệu hóa học của các nguyên tố, 2 là chỉ số cho biết số nguyên tử của nguyên tố này tạo nên phân tử nước.

Khi gọi tên các chất có hoá trị thay đổi phải ghi rõ hoá trị của nó, chất này được đặt trong ngoặc. Ví dụ, P 2 0 5 - oxit photpho (V)

I. Trạng thái oxy hóa nguyên tử tự do và các nguyên tử trong phân tử chất đơn giản bằng số không- Na 0 , R 4 0 , O 2 0

II. TẠI chất phức tạp tổng đại số của CO của tất cả các nguyên tử, có tính đến chỉ số của chúng, bằng không = 0. và bằng ion phức phí của nó.

Ví dụ:

Ví dụ, hãy phân tích một số hợp chất và tìm ra hóa trị clo:

Tài liệu tham khảo để vượt qua bài kiểm tra:

bảng tuần hoàn

Bảng độ hòa tan

Độ âm điện, giống như các tính chất khác của nguyên tử các nguyên tố hóa học, thay đổi theo chu kỳ khi số thứ tự của nguyên tố tăng lên:

Đồ thị trên biểu diễn tuần hoàn của sự thay đổi độ âm điện của các nguyên tố trong phân nhóm chính, phụ thuộc vào số thứ tự của nguyên tố.

Khi chuyển xuống phân nhóm của bảng tuần hoàn thì độ âm điện của các nguyên tố hóa học giảm dần, khi chuyển sang phải cùng chu kì thì tăng dần.

Độ âm điện phản ánh tính phi kim của nguyên tố: độ âm điện có giá trị càng lớn thì tính phi kim của nguyên tố càng thể hiện rõ.

Trạng thái oxy hóa

Cách tính số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất?

1) Trạng thái oxi hóa của các nguyên tố hóa học trong các chất đơn giản luôn bằng không.

2) Trong phức chất có những nguyên tố thể hiện số oxi hóa không đổi là:

3) Có những nguyên tố hóa học thể hiện số oxi hóa không đổi trong đại đa số các hợp chất. Các yếu tố này bao gồm:

Yếu tố	Trạng thái oxy hóa trong hầu hết các hợp chất	Ngoại lệ
hydro H	+1	Các hiđrua kim loại kiềm và kiềm thổ, ví dụ:
oxy O	-2	Hydro và peroxit kim loại: Oxy florua -

4) Tổng đại số của các trạng thái oxi hóa của tất cả các nguyên tử trong phân tử luôn bằng không. Tổng đại số của các trạng thái oxi hóa của tất cả các nguyên tử trong một ion bằng điện tích của ion đó.

5) Số oxi hóa ở trạng thái cao nhất (cực đại) bằng số thứ tự của nhóm. Các trường hợp ngoại lệ không thuộc quy tắc này là các nguyên tố thuộc phân nhóm thứ cấp của nhóm I, các nguyên tố thuộc phân nhóm thứ cấp của nhóm VIII, cũng như oxy và flo.

Các nguyên tố hóa học có số thứ tự của nhóm không phù hợp với trạng thái oxi hóa cao nhất của chúng (bắt buộc phải học thuộc)

6) Trạng thái oxi hóa thấp nhất của kim loại luôn bằng 0 và trạng thái oxi hóa thấp nhất của phi kim loại được tính theo công thức:

trạng thái oxi hóa thấp nhất của phi kim loại = số nhóm - 8

Dựa trên các quy tắc đã trình bày ở trên, có thể thiết lập mức độ oxi hóa của một nguyên tố hóa học trong bất kỳ chất nào.

Tìm trạng thái oxi hóa của các nguyên tố trong các hợp chất khác nhau

ví dụ 1

Xác định các trạng thái oxi hóa của tất cả các nguyên tố trong axit sunfuric.

Dung dịch:

Hãy viết công thức của axit sunfuric:

Trạng thái oxi hoá của hiđro trong tất cả các phức chất là +1 (trừ hiđrua kim loại).

Trạng thái oxi hóa của oxi trong tất cả các phức chất là -2 (trừ peroxit và oxi florua OF 2). Hãy sắp xếp các trạng thái oxi hóa đã biết:

Hãy biểu thị trạng thái oxy hóa của lưu huỳnh là x:

Phân tử axit sunfuric, giống như phân tử của bất kỳ chất nào, nói chung là trung hòa về điện, bởi vì. tổng các trạng thái oxi hóa của tất cả các nguyên tử trong phân tử bằng không. Về mặt sơ đồ, điều này có thể được mô tả như sau:

Những thứ kia. chúng tôi có phương trình sau:

Hãy giải quyết nó:

Như vậy, trạng thái oxi hóa của lưu huỳnh trong axit sunfuric là +6.

Ví dụ 2

Xác định trạng thái oxi hóa của tất cả các nguyên tố trong amoni đicromat.

Dung dịch:

Hãy viết công thức của amoni đicromat:

Như trong trường hợp trước, chúng ta có thể sắp xếp các trạng thái oxy hóa của hydro và oxy:

Tuy nhiên, chúng ta thấy rằng trạng thái oxy hóa của hai nguyên tố hóa học cùng một lúc, nitơ và crom, là chưa biết. Do đó, chúng ta không thể tìm các trạng thái oxi hóa theo cách tương tự như trong ví dụ trước (một phương trình có hai biến không có nghiệm duy nhất).

Chúng ta hãy chú ý đến thực tế là chất được chỉ ra thuộc nhóm muối và theo đó, có cấu trúc ion. Sau đó, chúng ta có thể nói đúng rằng thành phần của amoni dicromat bao gồm các cation NH 4 + (điện tích của cation này có thể được xem trong bảng độ tan). Do đó, vì có hai cation NH 4 + mang điện tích dương trong đơn vị công thức của amoni đicromat, điện tích của ion dicromat là -2, vì toàn bộ chất là trung hòa về điện. Những thứ kia. chất được tạo bởi các cation NH 4 + và các anion Cr 2 O 7 2-.

Chúng ta biết các trạng thái oxy hóa của hydro và oxy. Biết rằng tổng các trạng thái oxi hóa của các nguyên tử của tất cả các nguyên tố trong ion bằng điện tích và biểu thị các trạng thái oxi hóa của nitơ và crom là x và y theo đó, chúng ta có thể viết:

Những thứ kia. chúng tôi nhận được hai phương trình độc lập:

Giải quyết vấn đề đó, chúng tôi tìm thấy x và y:

Do đó, trong amoni đicromat, các trạng thái oxy hóa của nitơ là -3, hydro +1, crom +6 và oxy -2.

Bạn có thể đọc cách xác định trạng thái oxi hóa của các nguyên tố trong chất hữu cơ.

Valence

Hóa trị của nguyên tử được biểu thị bằng các chữ số La Mã: I, II, III, v.v.

Các khả năng hóa trị của nguyên tử phụ thuộc vào đại lượng:

1) các điện tử chưa ghép đôi

2) các cặp electron không chia sẻ trong các obitan của các mức hóa trị

3) các obitan electron trống của mức hóa trị

Khả năng hóa trị của nguyên tử hydro

Hãy mô tả công thức đồ họa điện tử của nguyên tử hydro:

Người ta nói rằng ba yếu tố có thể ảnh hưởng đến các khả năng hóa trị - sự hiện diện của các điện tử chưa ghép đôi, sự hiện diện của các cặp điện tử chưa chia sẻ ở cấp độ ngoài cùng và sự hiện diện của các obitan trống (trống) ở cấp độ ngoài cùng. Chúng ta thấy một electron chưa ghép đôi ở mức năng lượng ngoài cùng (và duy nhất). Dựa trên điều này, hydro chính xác có thể có hóa trị bằng I. Tuy nhiên, ở mức năng lượng đầu tiên chỉ có một mức bán lại - S, những thứ kia. nguyên tử hydro ở cấp độ ngoài cùng không có các cặp electron không chia sẻ hoặc các obitan trống.

Do đó, hóa trị duy nhất mà nguyên tử hydro có thể thể hiện là I.

Khả năng hóa trị của nguyên tử cacbon

Hãy xem xét cấu trúc điện tử của nguyên tử cacbon. Ở trạng thái cơ bản, cấu hình điện tử của mức bên ngoài của nó như sau:

Những thứ kia. Ở trạng thái cơ bản, mức năng lượng ngoài cùng của nguyên tử cacbon chưa bị kích thích chứa 2 electron chưa ghép đôi. Ở trạng thái này, nó có thể thể hiện một hóa trị bằng II. Tuy nhiên, nguyên tử cacbon rất dễ chuyển sang trạng thái kích thích khi truyền năng lượng cho nó, và cấu hình điện tử của lớp ngoài trong trường hợp này có dạng:

Mặc dù một số năng lượng được sử dụng trong quá trình kích thích nguyên tử cacbon, nhưng năng lượng tiêu tốn nhiều hơn được bù đắp bằng việc hình thành bốn liên kết cộng hóa trị. Vì lý do này, hóa trị IV là đặc trưng hơn nhiều của nguyên tử cacbon. Vì vậy, ví dụ, cacbon có hóa trị IV trong các phân tử của cacbon đioxit, axit cacbonic và tuyệt đối tất cả các chất hữu cơ.

Ngoài các điện tử chưa ghép đôi và các cặp điện tử đơn lẻ, khả năng hóa trị cũng bị ảnh hưởng bởi sự hiện diện của các obitan () còn trống của mức hóa trị. Sự hiện diện của các obitan như vậy ở mức được lấp đầy dẫn đến thực tế là một nguyên tử có thể hoạt động như một chất nhận cặp electron, tức là hình thành liên kết cộng hóa trị bổ sung theo cơ chế cho - nhận. Vì vậy, trái với mong đợi, trong phân tử cacbon monoxit CO, liên kết không phải là liên kết đôi mà là liên kết ba, được thể hiện rõ ràng trong hình minh họa sau:

Khả năng hóa trị của nguyên tử nitơ

Hãy viết công thức đồ thị electron của mức năng lượng bên ngoài của nguyên tử nitơ:

Như có thể thấy từ hình minh họa trên, nguyên tử nitơ ở trạng thái bình thường của nó có 3 electron chưa ghép đôi, và do đó, thật hợp lý khi giả thiết rằng nó có thể thể hiện một hóa trị bằng III. Thật vậy, hóa trị ba được quan sát thấy trong các phân tử của amoniac (NH 3), axit nitrơ (HNO 2), nitơ triclorua (NCl 3), v.v.

Ở trên đã nói rằng hóa trị của nguyên tử một nguyên tố hóa học không chỉ phụ thuộc vào số electron chưa ghép đôi mà còn phụ thuộc vào sự có mặt của các cặp electron không chia sẻ. Điều này là do liên kết hóa học cộng hóa trị có thể hình thành không chỉ khi hai nguyên tử cung cấp cho nhau mỗi nguyên tử một điện tử, mà còn khi một nguyên tử có một cặp điện tử không chia sẻ - donor () cung cấp cho nguyên tử khác còn trống () mức hóa trị quỹ đạo (chất nhận). Những thứ kia. đối với nguyên tử nitơ, hóa trị IV cũng có thể do một liên kết cộng hóa trị bổ sung được hình thành theo cơ chế cho-nhận. Vì vậy, ví dụ, bốn liên kết cộng hóa trị, một trong số đó được hình thành bởi cơ chế cho-nhận, được quan sát thấy trong quá trình hình thành cation amoni:

Mặc dù thực tế là một trong các liên kết cộng hóa trị được hình thành theo cơ chế cho-nhận, tất cả các liên kết N-H trong cation amoni là hoàn toàn giống nhau và không khác nhau.

Hóa trị bằng V thì nguyên tử nitơ không thể hiện được. Điều này là do nguyên tử nitơ không thể chuyển sang trạng thái kích thích, trong đó sự kết đôi của hai điện tử xảy ra với sự chuyển đổi của một trong số chúng sang một quỹ đạo tự do, gần nhất về mức năng lượng. Nguyên tử nitơ không có d-sublevel, và sự chuyển đổi sang quỹ đạo 3s là tốn kém về mặt năng lượng đến mức chi phí năng lượng không được trang trải bởi sự hình thành các liên kết mới. Nhiều người có thể tự hỏi, sau đó, hóa trị của nitơ, ví dụ, trong phân tử của axit nitric HNO 3 hoặc oxit nitric N 2 O 5 là bao nhiêu? Thật kỳ lạ, hóa trị ở đó cũng là IV, như có thể được nhìn thấy từ các công thức cấu tạo sau:

Đường chấm trong hình minh họa cho thấy cái gọi là delocalized π -sự liên quan. Vì lý do này, KHÔNG có trái phiếu đầu cuối nào có thể được gọi là "một trái rưỡi". Các liên kết một nửa tương tự cũng được tìm thấy trong phân tử ozon O 3, benzen C 6 H 6, v.v.

Khả năng hóa trị của phốt pho

Hãy để chúng tôi mô tả công thức đồ thị electron của mức năng lượng bên ngoài của nguyên tử phốt pho:

Như chúng ta có thể thấy, cấu trúc của lớp ngoài cùng của nguyên tử photpho ở trạng thái cơ bản và nguyên tử nitơ là giống nhau, và do đó, điều hợp lý là mong đợi đối với nguyên tử photpho, cũng như đối với nguyên tử nitơ, các giá trị có thể bằng nhau. đến I, II, III và IV, được quan sát trong thực tế.

Tuy nhiên, không giống như nitơ, nguyên tử phốt pho cũng có d-sublevel với 5 obitan trống.

Về mặt này, nó có thể chuyển sang trạng thái kích thích, hấp thụ các electron 3 S- ghi nợ:

Do đó, có thể có hóa trị V đối với nguyên tử photpho, nguyên tử không thể tiếp cận với nitơ. Vì vậy, ví dụ, một nguyên tử photpho có hóa trị năm trong phân tử của các hợp chất như axit photphoric, photpho (V) halogenua, photpho (V) oxit, v.v.

Khả năng hóa trị của nguyên tử oxy

Công thức đồ thị electron của mức năng lượng bên ngoài của nguyên tử oxi có dạng:

Chúng ta thấy có hai electron chưa ghép đôi ở mức 2, và do đó có thể có hóa trị II đối với oxy. Cần lưu ý rằng hóa trị này của nguyên tử oxy được quan sát thấy trong hầu hết các hợp chất. Ở trên, khi xem xét các khả năng hóa trị của nguyên tử cacbon, chúng ta đã thảo luận về sự hình thành phân tử cacbon monoxit. Liên kết trong phân tử CO là liên kết ba, do đó, ở đó oxy có hóa trị ba (oxy là chất cho cặp electron).

Do nguyên tử ôxy không có mức bên ngoài. d-sublevels, làm cạn kiệt các electron S và P- obitan là không thể, đó là lý do tại sao khả năng hóa trị của nguyên tử oxy bị hạn chế so với các nguyên tố khác trong phân nhóm của nó, ví dụ, lưu huỳnh.

Khả năng hóa trị của nguyên tử lưu huỳnh

Mức năng lượng bên ngoài của nguyên tử lưu huỳnh ở trạng thái không bị kích thích:

Nguyên tử lưu huỳnh, giống như nguyên tử oxy, có hai electron chưa ghép đôi ở trạng thái bình thường, vì vậy chúng ta có thể kết luận rằng lưu huỳnh có hóa trị hai. Thật vậy, lưu huỳnh có hóa trị II, ví dụ, trong phân tử hydro sunfua H 2 S.

Như chúng ta có thể thấy, nguyên tử lưu huỳnh ở cấp độ ngoài cùng có d cấp lại với các obitan trống. Vì lý do này, nguyên tử lưu huỳnh có thể mở rộng khả năng hóa trị của nó, không giống như oxy, do chuyển sang trạng thái kích thích. Vì vậy, khi giải phóng một cặp electron duy nhất 3 P- cấp độ phân chia lại, nguyên tử lưu huỳnh thu được cấu hình điện tử của cấp độ ngoài cùng của dạng sau:

Ở trạng thái này, nguyên tử lưu huỳnh có 4 electron chưa ghép đôi, điều này cho chúng ta biết về khả năng nguyên tử lưu huỳnh có hóa trị bằng IV. Thật vậy, lưu huỳnh có hóa trị IV trong các phân tử SO 2, SF 4, SOCl 2, v.v.

Khi giải phóng cặp electron duy nhất thứ hai nằm trên 3 S- mức năng lượng bên ngoài, mức năng lượng bên ngoài có được cấu hình sau:

Ở trạng thái như vậy, sự biểu hiện của hóa trị VI đã có thể xảy ra. Ví dụ về các hợp chất với lưu huỳnh hóa trị VI là SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, v.v.

Tương tự, chúng ta có thể xem xét các khả năng hóa trị của các nguyên tố hóa học khác.