3. Когда элементы n, s, Cl, p проявляют свою низшую валентность, а в каких высшую

Валентность определяется числом электронов и/или орбиталей на внешнем энергетическом уровне. Например, у азота максимальная валентность равна 4 , так как на внешнем энергетическом уровне у него 4 орбитали, хотя степень окисления может быть равна и +5, из-за того, что на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов.

----у N нет d-подуровня, а значит он располагает всего четырьмя орбиталями, а так как валентность это по сути число задействованных в связях орбиталей, то так и получается. А вот все свои пять электронов с внешнего слоя он может спокойно позволить сместить от себя. типичный пример: азотная кислота.

у азота три неспаренных элетрона на 2p-подуровне. Соответственно, основная валентность - 3. в некоторых соединениях азот может предоставлять неподеленную пару электронов на 2s-подуровне для образования донорно-акцепторной связи - это будет валентность 4 (ион NH4+). Больше никаких валентностей азот проявлять не умеет, а вот в степенях окисления он может находиться в самых разных, в основном, в кислородных соединениях.

-----Сера в одних соединениях двухвалентна, в других - четырехвалентна, а в третьих - шестивалентна? Наконец, откуда именно такие, а не другие значения валентности - II, IV, VI? Теперь мы знаем достаточно для того, чтобы ответить на эти вопросы. Рассмотрим три реакции, в которых сера проявляет разные валентности:

2 H + S = H2S (валентность серы II),

2 O + S = SO2 (валентность серы IV),

3 O + S = SO3 (валентность серы VI).

В основном (не возбужденном) состоянии сера двухвалентна. В реакции с атомами водорода она образует соединение H2S потому, что у нее на двух p-орбиталях (из трех имеющихся) находится по одному электрону, и остается место для спаривания еще с двумя "чужими" электронами водородных атомов.

Однако, в отличие от атомов водорода или кислорода, у которых валентные электроны находятся на 1-м и 2-м уровнях (где нет d-подуровней), валентная оболочка серы имеет пустой 3d-подуровень. Этот 3d-подуровень находится достаточно близко по энергии к внешнему 3p-подуровню атома серы. При поглощении даже небольшой порции энергии один из 3p-электронов может переходить на 3d-подуровень (рис. 3-5). Затрата энергии при этом с лихвой покрывается выигрышем при образовании дополнительных ковалентных связей.

---У хлора непостоянная валентность! чаще встречается 1, но может быть еще 3, 5, 7

Хлор имеет один неспаренный электрон на внешнем уровне по которому происходит образование химической связи: Cl+17 1S2 2S2 2p6 3S2 3p5,поэтому чаще всего хлор проявляет валентность равную единице, за исключением высших кислородных соединений, в которых хлор может проявлять валентность III, IV, V и VII.

Примеры соединений

- газообразный хлор Cl2 (или Сl-Cl)

- хлорид натрия NaCl (или Na+ Cl-)

- хлороводород HCl (или H-Cl)

- хлорноватистая кислота HOCl (или H-O-Cl)

В возбужденном состоянии:

3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1

Валентность 3

3 неспаренных электрона (2 электрона на 3р-подуровне и 1 электрон на 3d-подуровне),

Пример соединения: HClO2, Cl2O3

Валентность 5

3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2

5 неспаренных электронов (3 электрона на 3р-подуровне и 2 электрона на 3d-подуровне)

Пример соединения: HClO3, Cl2O5

валентность 7

3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3

7 неспаренных электронов (1 электрон на 3s-подуровне, 3 электрона на 3р-подуровне и 3 электрона на 3d-подуровне),

Пример соединения: HClO4, Cl2O7

----Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса Ar(P) = 31.

валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5. В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5, реже +3, -3. 1... Для того чтобы фосфор проявлял валентность 5+, необходимо какое-либо воздействие на атом, которое бы превратило в не спаренные два спаренных электрона последней орбиты.