Об электронах и химических процессах

В химических процессах (реакциях) участвуют атомы свободных химических элементов. В таких реакциях всегда образуются новые химические связи, всегда происходит полный или частичный переход электронов в электронных оболочках атомов. Происходящее в атомах изменение не затрагивает их ядер. Поэтому мы продолжим разговор о сере, несмотря на то, что атом серы по-разному видоизменен в молекуле сероводорода H2S, диоксида серы SO2 или серной кислоты H2SO4. Изменения осуществляются в электронной оболочке атомов. Посмотрим, что же происходит с атомом серы при образовании H2S, SO2 и H2SO4.

Для описания внешней, самой удаленной от ядра части электронной оболочки, введено понятие валентности. Валентность элемента равна нулю, когда электронная оболочка не претерпела никаких изменений. Нулевую валентность имеют натрий и хлор в свободном атоме натрия и хлора Нулевую валентность имеет и хлор в двуатомной молекуле хлора, так как связь между двумя атомами хлора неполярна и каждый его атом практически сохранил свои электроны. Если связь полярна, как например в молекуле хлороводорода, электронные оболочки и водорода и хлора значительно изменены. Общая электронная пара большей частью находится в окрестности атома хлора. К нему вытянуто и электронное облако. В данном случае мы говорим, что хлор имеет валентность – I, а водород +I. Но это идеализированная картина. Водород не отдал целиком свой электрон хлору, но мы предпочитаем оперировать целыми числами, т. е. валентность всегда целочисленна. Идеализация эта оправданна, тем более что при определенных условиях (например, при электролитической диссоциации НС1) общая электронная пара действительно полностью остается у атома хлора. В соединениях с ионной структурой ситуация проще: электроны полностью переходят от одного атома к другому, и очевидно, что натрий в хлориде натрия NaCl будет иметь валентность +I, а хлор –I.

Валентность химических элементов изменяется в небольшом интервале чисел. Поскольку число электронов на внешнем электронном уровне атомов не превышает восьми, можно ожидать, что это будет максимальная валентность. Посмотрите на таблицу с периодической системой химических элементов. В ней восемь групп. С увеличением номера группы увеличивается и число электронов на внешнем электронном уровне. Поэтому и максимальное число электронов, которое могут отдавать атомы элементов главных подгрупп, соответствует номеру их группы в пери одической системе

Отрицательная валентность химических элементов колеблется в более узких пределах, она не превышает четырех. Отрицательную валентность – IV имеют некоторые элементы главной, подгруппы четвертой группы периодической системы (например, углерод в молекуле метана). Выходит, что атомы более щедро раздают свои электроны, чем принимают чужие. И не удивительно, этого даже следует ожидать. Каждый уровень и каждый подуровень имеют определенную энергию. Они могут отдавать столько электронов, сколько содержится на внешних электронных уровнях атома, и отдают их одному или нескольким атомам химических элементов. Число принятых электронов не может быть велико, так как в противном случае оно превысит энергию того уровня или подуровня, на котором располагаются эти электроны. Атомы фтора, кислорода и азота имеют значительное сродство к электрону, но они не могут принимать много электронов, так как и без того их электронные оболочки содержат достаточное число электронов. Этим и определяется для фтора валентность – I, для кислорода – II, для азота – III.


Полезное чтиво:
Что такое валентность
Проследим процесс реакции
От препарированных лягушек до электродных потенциалов
Соприкосновение двух разных металлов
Почему работает вольтов столб
Электродный потенциал