Валентность элемента и заряд иона

При образовании связей с менее электроотрицательными атомами (для фтора это - все элементы, для хлора - все, кроме фтора и кислорода) валентность всех галогенов равна . Степень окисления -1 и заряд иона 1-. Положительные степени окисления невозможны для фтора. Хлор же проявляет различные положительные степени окисления вплоть до +7 (номер группы). Примеры соединений приведены в Справочной части. [c.75]

Глава 3. Валентность, степень окисления, заряд иона. Области применимости этих понятий. Предсказание возможных значений валентности и степени окисления химического элемента на основе его положения в Периодической системе [c.71]

Численная величина заряда иона соответствует валентности (сте-хиометрической) соответствующего элемента. [c.60]

Неметаллические свойства элемента выражены тем сильнее, чем легче его атомы принимают электроны. Связь электрона с ядром определяется средним расстоянием электрона на данной орбитали от ядра и эффективным зарядом ядра. Последний зависит прежде всего от степени экранирования заряда ядра внутренними электронами, а также от перекрывания орбита-лей внутренних и внешних электронов. Поэтому неметаллы занимают правую верхнюю часть периодической системы элементов. Легко также понять, что в соединениях одного и того же элемента его неметаллические свойства усиливаются с ростом положительного заряда иона. Неметаллы отличаются еще и тем, что у их атомов заселенность валентных орбиталей близка к максимально возможной согласно принципу Паули. Поэтому атомы неметаллов проявляют тенденцию путем присоединения электронов приобретать электронную конфигурацию ближайшего инертного газа. Неметаллы называют также электроотрицательными элементами. [c.459]

Положительная и отрицательная валентность элементов. Сопоставление валентности элементов, устанавливаемой изучением химического состава и формул сложных веществ, с зарядом ионов, образуемых атомами данного элемента, приводит к заключению, что валентность элемента в ионных соединениях по существу и определяется зарядом иона. [c.83]

Валентность элементов в ионных соединениях (рис. 24) может быть положительной и отрицательной. Положительной ее называют в том случае, когда атом теряет электроны, превращаясь в положительно заряженный ион. Величина положительной валентности определяется избытком положительных зарядов элементарных частиц, входящих в состав иона. Например, [c.62]

Химические свойства элементов и их соединений являются периодической функцией заряда ядра атома. С ростом заряда ядра, т.е. порядкового номера элемента, периодически меняются строение двух внешних электронных оболочек, радиусы атомов, радиусы и заряды ионов. Эти факторы определяют валентность элемента, его окислительно-восстановительную способность и кислотно-основную характеристику. Количество электронов на двух оболочках (предпоследний и наружный слои) приведено в табл. 4, радиусы атомов — в табл. 5. [c.12]

Теория электролитической диссоциации. Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом в 1887 г. Основными положениями этой теории являются следующие. При растворении электролитов происходит диссоциация их молекул на электрически заряженные частицы — ионы. При этом устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и не-продиссоциировавшими молекулами. Величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов. Раствор в целом электронейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток (проводники второго рода). Так как диссоциация — процесс обратимый, то его принято обозначать двумя противоположными стрелками [c.207]

Соединения бора. Бор даже среди металлоидов обладает особыми свойствами, и его можно считать самым необычным элементом периодической системы. Он образует соединения почти со всеми элементами, но эти соединения часто имеют очень сложный состав и их строение трудно объяснить обычными представлениями об атомной валентности и заряде иона. Необычны физико-химические свойства соединений бора и весьма интересна связь этих свойств со структурой и электронным строением. [c.269]

Однако применение метода однотипных реакций в этом случае ограничивается тем, что такие реакции всегда связаны с изменением валентного состояния элементов, а аналогия в свойствах элементов может не распространяться на разные валентные состояния. Так, ионы натрия и калия, содержащиеся в их хлоридах (не будем усложнять вопроса рассмотрением величины их эффективного заряда), обладая устойчивой конфигурацией электронной оболочки, переходят в возбужденные состояния только при очень высоких температурах. А свободные атомы натрия и калия вследствие на личия в них слабо связанного электрона возбуждаются при уме ренно высоких и довольно различных температурах (см. рис. V, 4) [c.183]

Таким образом, валентность элементов в ионных соединениях есть не что иное, как число электрических зарядов их ионов. [c.126]

Нужно отметить, что в этом ряду не указаны валентности или заряды ионов, которые сильно влияют на электрохимический характер элементов. [c.118]

Использованный метод составления окислительно-восстано-вительных реакций и нахождения стехиометрических коэффициентов называется электронно-ионным, так как подсчет числа участвующих электронов основан на балансе зарядов. .., а не валентностей элементов, меняющих свое валентное состояние. Этим методом особенно удобно пользоваться, когда реакция протекает в водном растворе и в ней участвуют вещества, у которых валентные состояния элементов не могут быть определены обычным способом. Например, в минерале магнетите Рез04 валентное состояние железа. ... [c.150]

С тепень окисления атомов (по сути - заряд иона) щелочных металлов равна +1, а атомов щелочноземельных металлов - +2. Валентность этих элементов также численно совпадает с номером группы. [c.79]

Записать рядом знаки химических элементов (или формулы ионов), образующих соединение. Проставить над ними известные (из правил или из условия) значения валентности (степени окисления, заряда иона). [c.82]

Следует отметить, что получаемые на основании знаний о степени окисления (валентности, заряде иона) формулы отражаю только соотношение количеств атомов каждого элемента в веществе, но в большинстве случаев не отображают реальной структуры ионного вещества или состав молекул для молекулярных веществ. [c.84]

Определите формулы веществ или ионов (найдите значения индексов х, у, г, О- В скобках указаны значения степеней окисления (валентностей, зарядов ионов) элементов (недостающие значения назовите сами) [c.85]

I с оответствующем соединении (в табл. 4.2 значения валентности указаны ря-м со значениями электроотрицательностей элемента римскими цифрами) и от того, с атомами каких других элементов соединен данный атом. Электроотрицательность зависит от заряда иона. Так, при появлении на атоме избыточного положительного заряда в 1 а. е. его электроотрицательность увеличивается на 0,4 относительные единицы. [c.116]

Степенью окисления называется заряд элемента, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов. Степень окисления является формализованным отображением общей валентности элемента в соединении, определяемой суммой его ковалентности и электровалентности. [c.261]

Степень окисления атома элемента нельзя отождествлять с валентностью атома и зарядом иона. Термины отрицательная и положительная валентность не употребляются. Валентное число знаков не имеет. [c.120]

Электровалентность и ковалентность. Положительная или отрицательная валентность элемента — проще всего определить, если два элемента образовывали ионное соединение считалось, что элемент, атом которого стал положительно заряженным ионом, проявил положительную валентность, а элемент, атом которого стал отрицательно заряженным ионом, — отрицательную. Численное значение валентности считалось равным величине заряда ионов. Поскольку ионы в соединениях образуются посредством отдачи и присоединения атомами электронов, величина заряда ионов обусловливается числом отданных (положительный) и присоединенных (отрицательный) атомами электронов. В соответствии с этим положительная валентность элемента измерялась числом отданных его атомом электронов, а отрицательная валентность — числом электронов, присоединенных данным атомом. Таким образом, поскольку валентность измерялась величиной электрического заряда атомов, она и получила название электровалентности. Ее называют также ионной валентностью (Л. Полинг). [c.15]

Степень окисления (электровалентность) характеризует заряд ионов данного химического элемента в данном соединении. Число отдаваемых электронов определяет положительную валентность, число присоединяемых электронов — отрицательную валентность. Например, в соединениях ВаСЬ и КагО барий проявляет положительную электровалентность (2+), натрий — (I" ). хлор имеет отрицательную валентность (1 ), кислород — (2-). [c.77]

В рассмотренном выше примере образования иона аммония донором дублета электронов служит атом азота, акцептором же его является ион водорода. Связующие валентные электроны движутся теперь по орбитам, общим для иона аммония в целом. Отсюда, в частности, вытекает, что положительный заряд иона [МН4 не принадлежит в отдельности ни одному из атомов составляющих его элементов, а относится к указанному иону в целом. [c.91]

Изложенные выш представления о механизме образования соединений с ионной связью приводят к заключению, что валентность элементов в соединениях с ионной связью есть не что иное, как число электрических зарядов их ионов. Поэтому ее иначе называют электровалентностью. [c.86]

В оксианионах непереходных элементов степень окисления центрального атома и общий заряд иона оказываются нечетными для элементов нечетных групп и четными для элементов четных групп. Этого и следовало ожидать, поскольку каждому связанному с центральным атомом кислороду приписывается пара обобществляемых с ним электронов, т. е. счет электронов ведется по парам. Таким образом, если исходный атом имеет в валентной оболочке нечетное число электронов, он будет в любом оксианионе характеризоваться нечетной степенью окисления. [c.359]

В большинстве неорганических соединений сущест вует ионная (или условно принимаемая за ионную) связь между элементами, основанная на притяжении разноименных электрических зарядов. Одноименно заряженные элементарные ионы не могут быть связаны между собой. Все валентности должны быть полностью взаимо насы-ш,еиы. Каждая единица валентной связи обозначается черточкой между символами связанных между собой ионов. Структурные формулы являются в некоторых отношениях условными и, как правило, не отражают реальной геометрии молекул. Например, структурная формула воды обычно пин1ется Н —О—Н, но современная наука нашла угол между направлениями валентных связей между ионами кислорода и водорода (ок. 105 ), обусловленный полярностью молекул воды. Поэтому графическое начертание структурных формул может быть различным, но должно удовлетворять требованиям симметрии и удобства, а также основному требованию—чередованию положительных и отрицательных Зарядов. Приводим примеры составления структурных формул окислов, оснований, кислот и солей. [c.41]

Отметим, что валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления, которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении. [c.46]

Записывают символы элементов илн формулы ионов, причем для элементов должны быть известны или заданы их стехиометрические валентности, а для ионов — их электрический заряд (см. 6.13). [c.27]

Делят наименьшее общее кратное на валентность элемента или на заряд иона (без учета знака) и таким образом находят число атомов соответствующего элемента или число соответствующих ионов в формуле соединения [c.27]

Эти числа записывают в аиде нижних индексов справа у символов элементов или формул ионов (опуская валентности элементов и заряды ионов) и получают суммарные формулы веществ [c.27]

L атом присоединяет электроны и превращается в отрицательно за-I ряженный ион. Величина отрицательной валентности определяется излишком отрицательных зарядов элементарных частиц, входящих в состав иона. В Na l хлор отрицательно одновалентен, f Таким образом, валентность элемента в ионном соединении рав-I на числу зарядов его иона. [c.37]

Поскольку в результате этих процессов образуются ионы, то подобные соединения и будут называться ионными или гетеропо> лярными, а связь между ионами — ионной или гетерополярной (электровалентной). Валентность элемента в ионном соединении равна заряду его иона. Так, натрий и хлор в хлористом натрии одновалентны, а магний и кислород в окиси магния — двухвалентны, причем в этих соединениях первые два элемента проявляют валентность положительную, а два других — отрицательную. [c.68]

Под электросродством в этой теории понимается сродство атома к единице электрического заряда — электрону под электровалентностыо понимается валентность, измеряемая зарядом иона. Каждый элемент обладает двумя максимальными валентностями, одной положительной и одной отрицательной, сумма которых всегда равна восьми Так возникло представление о полярном характере электровалентности. Каждый элемент проявляет одну нормальную валентность и одну контрвалентность, первая из них производит более сильное действие. Числа, выражающие значения нормальной валентности и контрвалентности для семи групп периодической системы, следующие [c.315]

Следует указать, что валентность элемента (например, серы - -б в H2SO4 или фосфора +5 в Н3РО4) не имеет ничего общего с электрическим зарядом, сосредоточенным на том или ином ионе, так как такое описание является формальным. Действительный электрический заряд, сосредоточенный на атоме, значительно меньше его валентности. [c.76]

В двухэлементных веществах с молекулярным или ионным строением абсолютные значения зарядов ионов отвечают стехиометрической валентности атомов, например, для Na20 - Na и О", для P I3 - Р" и С1. Одновременно знак и значение зарядов ионов отвечают соответствующим (положительным или отрицательным) степеням окисления элементов, например [c.15]

Таким образом, в ионном соединении валентность элемента определяется зарядом его иона. Так, в соединении, РеС1а железо имеет положительную валентность +2 (атом железа отдал 2 электрона, заряд положительного иона +2), хлор имеет отрицательную валентность —1 (атом хлора принял электрон, заряд отрицательного иона —1). [c.81]

Некоторые валентности -элементов свойственны только твердым фазам ионы с такой валентностью в растворе диспропорционируют на ионы других зарядов либо восстанавливаются, либо окисляются самой водой. Например, медь в твердой фазе обычно одновалентна СигО, СпаЗ, СидМ в растворе ион Си" не существует одновалентная медь может находиться в растворе только в виде комплекса, например [Си (КНз)а] ОН (ад). Аналогичная картина наблюдается для шестивалентного марганца или двухвалентного хрома [c.172]

В ионных соединениях заряд иона равен валентности. При этом элементы, приобретающие электроны, имеют отрицательно валентность, а элементы, теряющие их,—положительную валентность. В ковалентных соединениях валентность равна числу электронных пар, которые атом делит с другими атомами. Например, в молекуле С2Н2 одна пара электронов образует связь С—Н, а три остальные используют для углерод-углеродной связи С = С. В целом Н—С = С—Н. [c.17]

Правило Юм-Розери. Соотношение компонентов в интерметаллическом соединении обычно практически не связано ни с зарядом ионов, ни с валентностью ковалентно связанных атомов. Более того, это соотношение не обязательно связано и со структурой соединения. Известно, однако, что в интерметаллических соединениях переходных элементов групп VIII и 1Б с [c.257]

Бурков [10] обращает внимание на то, что заряд иона определяет форму образующихся при гидратации и гидролизе катионов, так как даже для одного элемента в разных валентных состояниях формы различны Fe +—Ре20Н +, Ре +—РегСОН) . Устойчивы только те полимерные комплексы, у которых определенное отношение числа гидроксильных групп к числу атомов металлов р/д (гидроксильное число)— рис. 1. Связано это с тем, что системы стремятся к постоянному отношению числа отрицательно заряженных групп на единицу заряда металла — правило зарядовой устойчивости. [c.17]

Качеств, рентгеновский флуоресцентный анализ основан на линейной зависимости квадратного корня частоты характеристич. рентгеновского излучения от атомного номера элемента (закон Мозли), количественный — на связи между интенсивностью I этого излучения и числом излучающих атомов. Правильность определений зависит от точности экспериментальных градуировочных зависимостей 1 = f ), где С — конц. элемента. Погрешности связаны гл. обр. с поглощением характеристич. излучения образцом относит, стандартное отклонение составляет 10 —10 . Рентге-жовсюА флуоресцентный анализ примен. для определения всех элементов периодич. системы, начиная с Ма, в р-рах и ТВ. объектах (пределы обнаружения 10 —10" %), а также для исследования природы хим. связей, распределения валентных электронов, определевия зарядов ионов И т. д. [c.506]