Les atomes d'halogène attirent les électrons beaucoup plus facilement que les atomes d'hydrogène. Comme le disent les chimistes, les atomes d’halogène ont une électronégativité élevée.

Par conséquent, les atomes de nombreux éléments peuvent céder plus de quatre électrons aux atomes d’halogène (c’est difficile à dire, volontairement ou sous la contrainte). Par exemple, dans le pentachlorure de phosphore PCL, l’atome de phosphore « prête » 5 électrons aux atomes de chlore, et dans ce composé, il est pentavalent.

De plus, ce qui est important ici n'est pas seulement la force avec laquelle l'atome d'halogène « attire » les électrons, mais aussi sa taille. Ainsi, parmi les halogènes, le fluor possède le plus petit atome et l'iode le plus gros.

Ainsi, 5 atomes de fluor, de chlore ou de brome peuvent s'emboîter autour d'un atome de phosphore (PF5, PCL5 et PBg5 se forment), mais le composé P15 n'existe pas. L'hexafluorure de soufre SF6 est bien connu (la valence des atomes de soufre est de 6), mais des composés similaires avec d'autres halogènes (même avec le chlore) n'existent pas.

Les atomes d’halogène peuvent également former des liaisons chimiques entre eux.

Ainsi, les atomes de fluor peuvent emprunter des électrons aux atomes d’iode.

Dans ce cas, 7 atomes de fluor peuvent s'insérer autour d'un gros atome d'iode : il se forme IF7, dans lequel l'iode est heptavalent (le fluor est toujours monovalent).

La valence maximale possible d'un élément est de 8. Il est difficile pour huit atomes de fluor monovalents, même les plus petits, de s'ajuster autour d'un atome huit valent, mais quatre atomes d'oxygène divalents peuvent le faire, par exemple dans des composés (oxydes) de les métaux rares du platine, l'osmium (OsO4) et le ruthénium (RuO4).

Il semble que nous ayons compris la formation de liaisons ioniques dans des substances telles que le chlorure de sodium NaCl ou l'oxyde de calcium CaO : une liaison chimique en elles se forme à la suite du transfert d'électrons d'un atome à un autre. En conséquence, nous avons parlé de valence ionique (électrovalence), qui était déterminée par le nombre d'électrons donnés ou reçus.

Mais les chimistes connaissent de nombreuses substances dans lesquelles la connexion entre les atomes ne peut en aucun cas s'expliquer par le transfert d'électrons.

Voici un exemple simple. Le chlore gazeux contient des molécules C12 dans lesquelles deux atomes de chlore sont étroitement liés l'un à l'autre.

Comment se forme cette connexion ?

Si un atome donne son électron à un autre pour qu’il forme une couche de huit électrons, alors le premier n’aura plus que six électrons sur la couche électronique externe ! Deux atomes absolument identiques ne peuvent pas accepter une telle « inégalité ».

Comment sortent-ils de cette situation ? La théorie des liaisons chimiques, développée dans les années 20 du XXe siècle dans les travaux du physicien-chimiste américain Herbert Newton Lewis (1875-1946) et du physicien allemand Walter Kossel (1888-1956), l'explique ainsi. Chaque atome de chlore « amical » cède un de ses électrons de valence à la possession commune.

Désormais, les deux atomes « considèrent » leurs six électrons restants et les deux qu’ils partagent. Autrement dit, tout le monde a encore huit électrons dans sa coque externe !

Les électrons socialisés (c'est d'ailleurs un terme officiellement accepté) sont situés exactement au milieu entre deux atomes C1. Cette paire d’électrons lie deux atomes de chlore l’un à l’autre par interaction électrostatique, attirant leurs noyaux chargés positivement. Ainsi, dans la formule C1-C1, la ligne entre les atomes signifie non seulement la liaison entre eux, mais également une paire d'électrons (parfois une telle paire est en fait dessinée sous la forme de deux points au-dessus et en dessous de la ligne). Selon la théorie de Lewis-Kossel, la valence d'un atome est déterminée par le nombre de ses électrons participant à la formation de paires d'électrons partagées avec d'autres atomes.

Par conséquent, ce type de valence est appelé covalence - du préfixe latin co (con) - « ensemble », « avec ». Les liaisons covalentes sont particulièrement courantes dans les composés organiques. Par exemple, dans une molécule de méthane CH4, l’atome de carbone cède ses quatre électrons de valence à l’utilisation commune de quatre atomes d’hydrogène.

Ainsi, dans la molécule CH4, il y a quatre liaisons C-H covalentes simples (on les appelle simples). Dans une molécule d'éthylène gazeux C2H4, chaque atome de carbone est relié à deux atomes d'hydrogène par deux liaisons C-H simples (simples), et deux atomes de carbone sont reliés entre eux par une double liaison C=C. Et chaque ligne est une paire d’électrons.

Ainsi, dans cette molécule, un (unique) électron de chaque atome d’hydrogène et quatre électrons situés sur la coque externe de chaque atome de carbone participent à la formation de liaisons entre atomes. Dans ce cas, tous les atomes de carbone sont tétravalents et les atomes d'hydrogène sont monovalents : une ligne part de chaque atome.

Essayez de dessiner votre propre « formule électronique » de Lewis pour une molécule d’éthylène avec des lignes de liaison et des points électroniques. Au fait, qu’est-ce qu’une molécule ?

Question étrange, n'est-ce pas ? Cependant, il n'est souvent pas toujours possible de répondre à des questions aussi « simples » et de donner une définition stricte de nombreux concepts fondamentaux (essayer de déterminer, par exemple, ce que sont le temps, l'espace, la longueur...). Une molécule est souvent définie comme la plus petite particule d'une substance qui conserve ses propriétés.

Quelles propriétés de l’eau la molécule H2O conserve-t-elle ? Elle n'a pas de point de fusion ou de point d'ébullition, de densité, de viscosité ou de masse d'autres propriétés physiques de l'eau.

Problème 808.
En vous basant sur la structure des atomes d'halogène, indiquez quels états de valence sont caractéristiques du fluor, du chlore, du brome et de l'iode. Quels états d’oxydation les halogènes présentent-ils dans leurs composés ?
Solution:
Sur la couche électronique externe, les atomes d'halogène contiennent sept électrons - deux dans les orbitales s et cinq dans les orbitales p (ns 2 np 5). Jusqu'à ce que la couche électronique externe soit complètement terminée, les atomes d'halogène manquent d'un électron, de sorte que les atomes de tous les halogènes ajoutent facilement un électron chacun, formant des ions négatifs chargés une seule fois (G - ). La valence des halogènes est égale à un et le degré d'oxydation est égal à -1.

Les atomes de fluor ne contiennent pas d'orbitales d libres, donc la transition des électrons s et p vers les orbitales d est impossible. Ainsi, le fluor dans ses composés est toujours à l’état d’oxydation -1 et présente en même temps une valence égale à un. Les halogènes restants ont des orbitales d libres, de sorte que la transition d'un électron s et de deux électrons p vers les sous-niveaux d est possible. La répartition des électrons du niveau électronique externe des atomes de fluor, de chlore, de brome et d'iode sur les cellules quantiques a la forme :

État normal de l'atome de fluor :

État normal de l'atome d'halogène (chlore, brome et iode) :

État des atomes d'halogène (chlore, brome et iode) à l'excitation :

Par conséquent, les atomes de chlore, de brome et d’iode présentent différents états d’oxydation de -1 à 0, ainsi que de +1 à +7. Leurs états d'oxydation caractéristiques sont -1, 0, +3, +5, +7. L'état d'oxydation -1 est caractéristique de tous les halogènes, car leurs atomes à l'état non excité ont un électron non apparié, qui peut participer à la formation d'une liaison par le mécanisme covalent. L'état d'oxydation +1 se produit lorsqu'un atome d'halogène cède son seul électron p non apparié à un élément plus électronégatif, tel que l'oxygène. L’exception est le fluor, car c’est l’élément le plus électronégatif. Les états d'oxydation du chlore, du brome et de l'iode à l'état excité de leurs atomes peuvent prendre des valeurs caractérisées par trois, cinq et sept électrons non appariés (+3, +5, +7).

À l'exception de certains oxydes (ClO 2, Cl 2 O 6), les halogènes autres que le fluor (-1) présentent des états d'oxydation étranges dans leurs composés.

Problème 809.
Donner une description comparative des atomes d'halogène, indiquant : a) la nature du changement des premiers potentiels d'ionisation ; 6) la nature de l'énergie d'affinité électronique.
Solution:
a) Les premiers potentiels d'ionisation des atomes d'halogène diminuent naturellement avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément, ce qui indique une augmentation des propriétés métalliques. Ainsi, pour le fluor, le potentiel d'ionisation I est de 17,42 eV, pour le chlore – 12,97 eV, pour le brome – 11,48 eV, pour l'iode – 10,45 eV. Ce modèle est associé à une augmentation des rayons des atomes, car avec une augmentation du numéro atomique d'un élément, de nouvelles couches électroniques apparaissent. Une augmentation du nombre de couches électroniques intermédiaires situées entre le noyau atomique et les électrons externes conduit à un blindage plus fort du noyau, c'est-à-dire à une diminution de sa charge effective. Ces deux facteurs (élimination croissante des électrons externes du noyau et suppression de sa charge effective) conduisent à un affaiblissement de la connexion des électrons externes avec le noyau et, par conséquent, à une diminution du potentiel d'ionisation.

b) L'énergie d'affinité électronique est l'énergie libérée lorsqu'elle est attachée à un atome libre. Pour les atomes d'halogène, à mesure que le numéro atomique de l'élément augmente, l'affinité électronique diminue naturellement dans la série : F, Cl, Br, I. L'atome de chlore a une plus grande affinité électronique que le fluor, car le chlore a un sous-niveau d au niveau du fluor. niveau d’énergie externe. La diminution de l'énergie d'affinité électronique avec l'augmentation de la charge du noyau atomique s'explique par une augmentation du rayon de l'atome de l'élément et, par conséquent, une diminution de la charge effective du noyau.

Problème 810.
Donner une description comparative des propriétés des substances simples formées par des halogènes, en indiquant la nature du changement : a) enthalpies standards de dissociation des molécules G2 ; b) l'état d'agrégation des substances simples à température et pression ordinaires ; c) propriétés rédox. Nommez les raisons à l’origine de ces changements.
Solution:
a) Dans la série Cl 2 - Br 2 - I 2, la force de liaison entre les atomes d'une molécule diminue progressivement, ce qui se traduit par une diminution de l'enthalpie de dissociation des molécules G 2 en atomes. Les raisons de cela peuvent s'expliquer par le fait qu'à mesure que la taille des nuages ​​​​d'électrons externes des atomes en interaction augmente, le degré de leur chevauchement diminue et la zone de chevauchement est de plus en plus éloignée des noyaux atomiques. Par conséquent, lors du passage du chlore au brome et à l'iode, l'attraction des noyaux des atomes d'halogène vers la région de chevauchement des nuages ​​​​d'électrons diminue. De plus, dans la série : Cl - Br - I, le nombre de couches électroniques intermédiaires protégeant le noyau augmente, ce qui affaiblit également l'interaction des noyaux atomiques avec la région de chevauchement des nuages ​​​​d'électrons. Cependant, le fluor est exclu de ces données : la force de liaison entre les atomes de fluor dans la molécule F 2 est inférieure à celle du chlore. Cela peut s’expliquer par l’absence du sous-niveau d dans la couche électronique externe de l’atome de fluor. Dans les molécules d'autres halogènes, il existe des orbitales d libres et il existe donc une interaction donneur-accepteur supplémentaire entre les atomes, ce qui renforce la liaison entre les atomes.

b) Dans des conditions normales, le fluor et le chlore sont des substances gazeuses, le brome est un liquide et l'iode est une substance cristalline. Les points de fusion et d'ébullition des halogènes augmentent naturellement dans la série F - Cl - Br - I. Cela s'explique par le fait qu'à mesure que le rayon des atomes augmente, la polarisabilité des molécules augmente. En conséquence, l'interaction de dispersion intermoléculaire augmente, ce qui entraîne une augmentation des points de fusion et d'ébullition des substances halogènes simples.

c) Les propriétés rédox des halogènes évoluent naturellement dans la série F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Les propriétés oxydantes diminuent dans la série des halogènes du fluor à l'iode, l'agent oxydant le plus faible est l'iode. Les propriétés réductrices de la série des halogènes augmentent, l'agent réducteur le plus faible est le fluor. Cela se produit parce que dans un groupe, avec une augmentation du numéro atomique d'un élément, les rayons des atomes et des anions G- augmentent constamment et l'affinité électronique et l'électronégativité des éléments diminuent. Par conséquent, la capacité à donner des électrons augmente et la capacité à accepter diminue dans la série.
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

Problème 811.
L'énergie de dissociation des molécules d'halogène selon le schéma Г 2 ↔ 2Г est respectivement de 155, 243, 190, 149 kJ/mol pour le fluor, le chlore, le brome et l'iode. Expliquez la plus grande force des molécules de chlore.
Solution:
Dans la série C l2 - Br 2 - I 2, la force de liaison entre les atomes d'une molécule diminue progressivement, ce qui se traduit par une diminution de l'enthalpie de dissociation des molécules G 2 en atomes. Les raisons de cela peuvent s'expliquer par le fait qu'à mesure que la taille des nuages ​​​​d'électrons externes des atomes en interaction augmente, le degré de leur chevauchement diminue et la zone de chevauchement est de plus en plus éloignée des noyaux atomiques. Par conséquent, lors du passage du chlore au brome et à l'iode, l'attraction des noyaux des atomes d'halogène vers la région de chevauchement des nuages ​​​​d'électrons diminue. De plus, dans la série : Cl - Br - I, le nombre de couches électroniques intermédiaires protégeant le noyau augmente, ce qui affaiblit également l'interaction des noyaux atomiques avec la région de chevauchement des nuages ​​​​d'électrons. Cependant, le fluor est exclu de ces données : la force de liaison entre les atomes de fluor dans la molécule F 2 est inférieure à celle du chlore. Cela peut s’expliquer par l’absence du sous-niveau d dans la couche électronique externe de l’atome de fluor. Dans les molécules d'autres halogènes, il existe des orbitales d libres et il existe donc une interaction donneur-accepteur supplémentaire entre les atomes, ce qui renforce la liaison entre les atomes. De plus, le rayon atomique du chlore est encore relativement petit, à peine plus grand que celui du fluor, mais nettement inférieur à celui du brome et de l'iode. Par conséquent, l'énergie de liaison dans la molécule Cl 2 est nettement supérieure à celle du F 2. Des obligations supplémentaires entre donateurs et accepteurs sont appelées datif.

Schéma de formation de liaisons dans les molécules F 2 et Cl 2.

VALENCE(du latin valentia - force) - la capacité des atomes à se former liaisons chimiques. V. peut être considéré comme la capacité d'un atome à donner ou à attacher une définition. nombre d'électrons. V. est positif si l'atome abandonne des électrons et négatif s'il les gagne. La mesure quantitative de la valence est généralement considérée comme le nombre de lignes de valence dans la structure structurelle d'une molécule, reliant un atome donné aux autres atomes de la molécule (le nombre de lignes est égal à la multiplicité de la liaison chimique).

Une image complète de la structure des molécules de différentes classes et produits chimiques. Les connexions qu'ils contiennent sont extrêmement complexes et diverses, il n'existe donc pas de définition unique et complète de V. Cependant, dans l'écrasante majorité des cas, on peut se limiter à considérer deux types de valence : la covalence et la valence ionique (cette dernière est aussi appelée électrovalence ou hétérovalence). La covalence est égale à la somme des multiplicités de liaisons covalentes formées par un atome donné, c'est-à-dire les liaisons résultant du partage de paires d'électrons (dans le cas d'une liaison simple, il s'agit d'une paire, dans le cas d'une double liaison - deux paires, etc.). L'énergie ionique est déterminée par le nombre d'électrons qu'un atome donné a cédé ou reçu lors de la formation d'une liaison ionique. Dans certains cas, V. est compris comme coordination. un nombre égal au nombre d'atomes localisés directement. proximité d'un atome donné dans une molécule, un composé complexe ou un cristal.

Le V. d'un atome est associé à sa structure électronique, et donc à sa position dans tableau périodique des éléments, car, en donnant ou en ajoutant des électrons, l'atome a tendance à avoir un max. externe stable coque électronique. Oui, au maximum. Le V. d'un atome de C, qui a 4 électrons dans la couche externe (valence), est de 4, donc, par exemple, dans une molécule de méthane (CH 4), il est lié par des liaisons covalentes avec 4 atomes d'hydrogène, sa covalence est 4. L’atome Na donne l’unité. poste. électron (valence Na+1) à l’atome F, qui a un la coquille a 7 électrons (valence F -1), ce qui entraîne la formation d'une molécule NaF. Ainsi, nous pouvons conclure que les atomes de métaux alcalins ont une valence de +1, les atomes d'éléments alcalino-terreux ont une valence de +2, les atomes d'halogène ont une valence de -1, l'atome N, qui a une valence externe La coquille a 5 électrons, doit être trivalente, et l'atome O, en a 6 externes. électrons - divalents.

Historiquement, le concept de V. s'est développé sur la base de celui formulé au départ. 19ème siècle Loi des rapports multiples de J. Dalton. Tout R. 19ème siècle il est devenu connu que tous les rapports multiples possibles ne sont pas admissibles ; par exemple, l'atome F est capable de se connecter avec un seul atome H, l'atome O avec deux, l'atome N avec trois et l'atome C avec quatre atomes H. Cette capacité à se lier ou à remplacer certains. nombre d'atomes et a été nommé V. Après l'émergence de la première théorie de l'atome, G. Lewis a formulé en 1916-17 une règle selon laquelle chaque élément a tendance à être différent. connexions remplies d'externes couche électronique et covalence théoriquement justifiée, et W. Kossel a donné la théorie de la vacillation ionique. Le concept de vacillation a acquis un nouveau contenu, qui a ensuite été considérablement enrichi et compliqué en raison du développement. chimie quantique et la synthèse de composés aux propriétés inhabituelles.

En chimie quantique, le concept de B dirigé s'est répandu. Ainsi, on pense que l'atome C a une coordination. numéro 4 (4 voisins les plus proches, avec lesquels un atome donné forme des liaisons covalentes), V. sont dirigés vers les sommets du tétraèdre (à condition que l'atome lui-même soit situé au centre du tétraèdre) ; à l'atome C avec coordination. numéro 3 (une des liaisons covalentes est double) V. se trouvent dans le même plan et forment entre eux des angles de 120°, etc. Dans les complexes du type représenté sur la figure, où M est un atome de Fe, Cr, Ti, etc., reliés à deux cycles pentadiényle C 5 H 5, V. sont dirigés de l'atome métallique vers les atomes formant des cycles pentadiényle . Pour de tels complexes, des idées sont apparues sur la vibration délocalisée (puisque les électrons dans de tels anneaux sont délocalisés tout au long du cycle – « socialisés ») et sur la vibration de groupe (puisque nous parlons de l’interaction d’un atome métallique avec un groupe d’atomes).

A l'heure actuelle, des composés de gaz inertes (XeF 2, XeF 4, XeO 3, etc.) ont été synthétisés, dont le V. était considéré comme égal à zéro. Enfin, on a découvert un très grand nombre de composés dans lesquels un même atome se combine de manière différente avec les atomes d'un autre élément. stœchiométrique ratios en fonction des facteurs externes conditions. Ainsi, le composé gazeux PCl 5, en se condensant, donne des complexes + et ~ avec coordination. numéros 4 et 6 respectivement. Avec l'augmentation de la température, des composés PCl 3, PCl 2, PCl et des ions, etc. se forment. De plus, il s'est avéré que la grande majorité des éléments peuvent présenter un V « variable », formant un certain nombre de composés à valence insaturée avec V. de 1 à quelques max. significations.

Ainsi, à proprement parler, V. n’est pas spécifique. caractéristiques de l'élément ; on ne peut parler que de la tendance de l'élément à se manifester en raal. chimie. connexions l'un ou l'autre V.

Le concept est étroitement lié au concept de V. état de valence de l'atome, c'est-à-dire une telle hypothétique. États dans lesquels un atome se trouve dans une molécule. Cet état est déterminé par le type et le nombre de valences occupées et vacantes orbitales atomiques(c'est-à-dire ceux qui correspondent aux couches électroniques externes), le nombre d'électrons occupant chaque orbitale atomique, et se rapporte. orientation des spins des électrons. Évidemment, dans la série de composés constitués de P et Cl discutée ci-dessus, l’état de valence de l’atome P varie d’un composé à l’autre.

Lit. : Pauling L., Chimie générale, trad. de l'anglais, M., 1974 ; Cartmell E., Fowles G., Valence et structure des molécules, trans. de l'anglais, M., 1979. V. G. Dachevski.

Caractéristiques générales des éléments p du groupe VIIA. Halogènes.

Les éléments fluor F, chlore Cl, brome Br, iode I, astatine At, inclus dans le groupe VIIA, sont appelés halogènes(désignation générale G). Traduit du grec. les halogènes signifient « produisant du sel ». L'hydrogène H est également souvent inclus dans ce groupe, mais ses propriétés diffèrent considérablement de celles des halogènes et il est donc conseillé de considérer séparément les propriétés chimiques de l'hydrogène.

Les orbitales de valence des atomes d’halogène contiennent sept électrons – deux dans les orbitales s et cinq dans les orbitales p. Formule électronique de la coque de valence ps 2 pr 5, Où P.- numéro de période.

Il manque un électron pour compléter la couche de gaz rares. Par conséquent, les halogènes ont une affinité électronique élevée et sont de puissants agents oxydants. Les atomes d'halogène, en ajoutant un électron, forment des ions halogénures chargés uniquement avec la structure électronique du gaz rare correspondant. (ps 2 et 6).

Cette tendance à gagner des électrons caractérise les halogènes comme des non-métaux typiques. Les ions halogénures, notamment Cl -, sont stables dans les milieux biologiques.

La structure identique de la couche électronique externe des atomes d'halogène détermine la grande similitude des propriétés chimiques des substances simples et complexes formées par les halogènes.

Cependant, une comparaison des propriétés de composés halogénés similaires montre qu'il existe des différences significatives entre eux. Ces derniers sont associés à des changements dans les rayons atomiques et à différentes structures des couches électroniques internes. Par exemple, dans le chlore, les électrons de valence sont précédés d'une couche de 8 électrons, tandis que dans le brome et l'iode, il existe une couche de 18 électrons plus lâche et sujette à la déformation. Par conséquent, on peut s'attendre à ce que les propriétés des composés chlorés diffèrent de celles des composés bromés et iodés, en particulier dans les cas où les orbitales atomiques externes participent à la formation de liaisons chimiques.

À mesure que la charge nucléaire dans le groupe augmente de F à At : les rayons des atomes augmentent. Cela se reflète dans une diminution dans la série F-At de l'énergie d'ionisation et de l'affinité électronique, de l'électronégativité et du potentiel de réduction standard.

La diminution de l'énergie d'ionisation, en plus de l'augmentation du rayon atomique, s'explique par l'écrantage croissant (à mesure que les couches électroniques se remplissent) de la charge nucléaire par les électrons des couches internes. Il existe également une diminution naturelle de l'énergie d'affinité électronique dans la série Cl-At. Cela est dû à l'affaiblissement de l'attraction d'un électron libre vers le noyau en raison d'une augmentation du rayon de l'atome et de l'écrantage. En conséquence, comme dans d’autres groupes d’éléments p, avec l’augmentation du nombre de couches électroniques remplies, les propriétés non métalliques s’affaiblissent.

L'affinité électronique plus faible du fluor (328 kJ/mol) que celle du chlore (349 kJ/mol) s'explique par une répulsion interélectronique importante. L’augmentation de la répulsion d’un électron libre par un atome de fluor est due à la plus petite taille de l’atome. Puisque dans la série F-Cl-Br-I-At l'énergie d'affinité diminue généralement, l'activité oxydante dans cette série diminue également.

Il est à noter que bien que le fluor ait une affinité électronique plus faible que le chlore, le fluor élémentaire est néanmoins l'agent oxydant le plus puissant parmi les halogènes. Cela peut s'expliquer comme suit : l'énergie nécessaire pour réduire les gaz fluorés et chlorés en ions chargés négativement est composée de l'énergie de rupture de liaison entre les atomes d'halogène G et de l'affinité électronique.

Étant donné que la liaison chimique dans la molécule de chlore est beaucoup plus forte, l’énergie de rupture de liaison dans la molécule de fluor est nettement inférieure à celle de la molécule de chlore. Le léger gain d’affinité électronique de l’atome de chlore ne compense pas la grande dépense énergétique nécessaire pour rompre la liaison chimique dans la molécule de chlore. En conséquence, le fluor s’avère être un agent oxydant plus puissant.

Les halogènes sont caractérisés par une variété de composés chimiques. Les halogènes élémentaires (état d’oxydation zéro) sont des molécules diatomiques G2 non polaires. L'apparition d'états d'oxydation positifs impairs +1, +3, +5, +7 des atomes Cl, Br, I, At est associée à la transition des électrons vers les orbitales d. Par exemple, un atome de chlore possède un électron non apparié à l’état normal et 5 orbitales d vides de faible énergie.

Un tel atome peut être transféré, selon l'énergie absorbée, dans un état excité comportant trois, cinq ou sept électrons non appariés.

L'exception est le fluorure. L'absence de sous-niveaux d bas dans son atome conduit au fait que le processus d'excitation s'avère défavorable. La transition d’un électron vers un sous-niveau 3D élevé nécessite une très grande dépense d’énergie. Le fluor est donc caractérisé par une valence constante égale à l’unité.

Tous les halogènes présentent un état d'oxydation de -1 dans les halogénures d'hydrogène NG (par exemple, HF, HCl) et dans les sels d'halogénure EG (NaF, NaCl, etc.).

Les halogénures d'hydrogène (HH) sont des gaz hautement solubles dans l'eau. Les solutions aqueuses de NG se comportent comme des acides. La force des acides NG augmente avec la diminution de l'électronégativité des halogènes de haut en bas du groupe. Cette nature du changement de force des acides NG s'explique par une diminution de la force de la liaison NG dans la série HF-HCl-HBr-HI et une diminution de l'énergie d'hydratation des ions G -.

Les composés oxygénés des halogènes (oxydes, acides) sont thermiquement instables. La stabilité des composés oxygénés des halogènes de la série F-At augmente généralement.

Halogènes et halogénures. Les halogènes élémentaires sont des substances de formule générale G2, c'est-à-dire constitué de molécules diatomiques : F 2, Cl 2 , Br 2, I 2, À 2. La liaison G-G est formée grâce à une orbitale moléculaire de liaison σ obtenue en chevauchant des orbitales atomiques np. Les orbitales moléculaires de liaison restantes (orbitales π) correspondent à celles antiliantes remplies d'électrons :

La formation de molécules halogènes diatomiques à partir d'atomes neutres s'accompagne de la libération d'une énergie importante. Dans la série Cl 2 - Br 2 -I 2 - À 2, avec l'augmentation de la distance internucléaire, la force de liaison entre les atomes diminue. En conséquence, l'enthalpie de dissociation des molécules G 2 diminue dans cette série. La raison de la diminution de la force de liaison dans une série est la diminution du degré de chevauchement des orbitales de liaison np. La plus faible force de la liaison G-G dans les molécules de fluor par rapport aux autres halogènes peut s'expliquer par le fait que les orbitales D ne participent pas à la formation de la liaison G-G.

Les halogènes élémentaires G2, en tant que composés non polaires, sont peu solubles dans l'eau. À 20°C, la solubilité de Cl 2 est de 0,091 mol/l, Br 2 - 0,22 mol/l, I 2 - 0,001 mol/l. Cependant, l'équilibre Г 2 (g) ⇄ Г 2 (р) se déplace vers la droite en raison des réactions des halogènes avec l'eau (principe de Le Chatelier).

Le fluor réagit vigoureusement avec l'eau :

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.

Lorsque d'autres halogènes réagissent avec l'eau, en plus de l'halogénure d'hydrogène correspondant, un acide contenant de l'oxygène se forme. Par exemple, le chlore réagit comme suit :

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HClO

Ici se produit une oxydation - une réduction du chlore (dismutation). Cette réaction se produit lorsque l'eau est chlorée.

Le brome et l'iode se dissolvent bien mieux que dans l'eau dans les solvants organiques : éthanol, benzène, éther diéthylique. Cette propriété est utilisée pour extraire le brome et l'iode des solutions aqueuses.

Dans la pratique médicale, des solutions aqueuses-alcooliques (w(I 2) = 5 %) et alcooliques (w(I 2) = 10 %) d'iode sont utilisées comme désinfectant.

Les halogènes élémentaires sont caractérisés par des réactions redox. Ces réactions s'accompagnent de la rupture de la liaison H-G avec ajout d'électrons aux atomes d'halogène et formation d'ions halogénures.

Les halogènes élémentaires sont de puissants agents oxydants et réagissent avec presque toutes les substances simples - métaux et non-métaux, formant des halogénures. Les halogènes n'interagissent pas directement avec l'oxygène et l'azote. La réaction des halogènes avec les métaux se produit le plus rapidement, libérant une grande quantité de chaleur. Par exemple, le sodium métallique, placé dans une atmosphère de chlore, brûle pour former du chlorure de sodium :

2Na (t) + Cl 2 (g) = 2NaCl (t)

Le chlore réagit directement avec de nombreux non-métaux (phosphore, arsenic, antimoine et silicium), même à basse température. Ainsi, le phosphore blanc s'enflamme dans une atmosphère de chlore à température ambiante :

2P + 5Cl2 = 2PCl5

De même, le brome et l'iode réagissent avec les métaux et les non-métaux. Cependant, l'activité chimique du brome et de l'iode est inférieure à celle du chlore.

Le fluor présente une activité chimique particulièrement élevée. Ainsi, les métaux alcalins, le fer, le plomb, ainsi que les non-métaux S et P s'enflamment dans une atmosphère de fluor même à température ambiante. Lorsqu'ils sont chauffés, même les gaz rares xénon et krypton réagissent avec le fluor :

Xe + 2F 2 = XeF 4

Étant l'élément le plus électronégatif, le fluor forme des composés avec les éléments du groupe IIA dont la stabilité diminue dans la série BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2. Dans de nombreux processus biochimiques, le fluor agit comme un inhibiteur, bloquant les centres actifs des enzymes contenant du Mg 2+, du Ca 2+ et d'autres ions métalliques.

Une comparaison des propriétés des halogènes élémentaires montre que leur activité chimique diminue dans la série F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 -At 2. Par exemple, le fluor réagit de manière explosive avec l’hydrogène, même dans l’obscurité. Le chlore ne réagit pas avec l'hydrogène sans lumière, mais lorsqu'il est chauffé ou sous une lumière vive, la réaction se produit de manière explosive (via un mécanisme en chaîne). Le brome n'interagit avec l'hydrogène que lorsqu'il est chauffé, et l'iode uniquement lorsqu'il est fortement chauffé, et même pas complètement, car la réaction inverse de décomposition de l'iodure d'hydrogène commence à se produire.

Les différentes propriétés oxydantes des halogènes se manifestent également dans leur effet sur les substances bioorganiques et les tissus des organismes vivants. Ainsi, le Cl 2 gazeux, qui est un agent oxydant puissant, est une substance toxique qui provoque une irritation des muqueuses des yeux, du nez, du larynx et de graves lésions pulmonaires. Contrairement au chlore, l’iode est un agent oxydant doux ayant un effet antiseptique. Mais avec des concentrations élevées d'iode et une utilisation prolongée, des phénomènes d'iodisme sont possibles (nez qui coule, urticaire, éruption cutanée, etc.).

Halogénures d'hydrogène . Parmi les composés halogènes dans lesquels ils présentent un état d’oxydation de -1, les halogénures d’hydrogène sont parmi les plus importants en termes pratiques et théoriques. La liaison chimique dans le GN gazeux est polaire covalente. La paire d'électrons effectuant la liaison est fortement polarisée vers l'élément le plus électronégatif - l'halogène.

Du point de vue de la méthode BC, la liaison chimique dans NG a le même caractère.

Étant donné que la structure électronique de tous les halogénures d'hydrogène est la même, avec l'augmentation du rayon ionique de l'halogène, les propriétés du NG dans la série F - I changent de manière monotone (à l'exception du HF). Une diminution de la force de la liaison chimique dans les molécules NG de la série HF - HCl - HBr - HI se traduit par une diminution de l'enthalpie de dissociation des molécules NG en atomes et par une augmentation de l'enthalpie et de l'énergie de Gibbs de formation de Molécules NG.

Comme dans le cas des halogènes libres, la raison de la diminution de la force de liaison dans la série HF-HCl-HBr-HI est une diminution du degré de chevauchement des orbitales des atomes d'hydrogène et d'halogène.

Le moment dipolaire, qui caractérise la polarité de la liaison dans la série HF-HCl-HBr-HI, diminue de 6,4 à 1,3. Sur la base de la polarité maximale du HF, nous pouvons supposer : 1) la solubilité des halogénures d'hydrogène dans l'eau devrait diminuer dans cette série ; 2) la force des acides halohydriques résultants : HF (fluorhydrique - fluorhydrique), HCl (chlorhydrique - chlorhydrique), HBr (bromhydrique), HI (iodique) devrait également diminuer.

Cependant, des données expérimentales, il résulte que le degré d'ionisation, respectivement, et la force des acides H-G dans la série de F à I, au contraire, augmentent. La solubilité diminue de HF à HCl, mais augmente de HCl à HI.

La raison du changement observé dans la solubilité et la force des acides halogénures d'hydrogène est une augmentation du rayon des ions G - de F - à I - et une diminution de leur hydratation.

Lorsque le NG gazeux est dissous dans l’eau, une hydratation se produit. Dans ce cas, la liaison polaire du NG est rompue et des ions hydratés se forment. Les protons hydratés H + et les anions I - sont isolés les uns des autres. Leur interaction devient purement électrostatique. Mais comme les rayons ioniques de la série F - - Cl - - Br - - I - augmentent, l'interaction coulombienne entre l'ion hydronium H 3 O + et les ions halogénures de cette série diminue, ce qui conduit à une augmentation du degré de ionisation des acides halohydriques de la série HF-HCl-HBr-HI. Sur la base des mêmes considérations, le changement de solubilité du NG dans cette série peut également être expliqué.

L'exemple considéré montre qu'une prédiction théorique correcte des propriétés physico-chimiques des substances dissoutes n'est possible qu'en tenant compte non seulement des caractéristiques des molécules de ces substances, mais également de leur interaction avec le solvant.

À mesure que la distance internucléaire augmente dans la série HF-HCl-HBr-HI, l'activité réductrice des halogénures d'hydrogène et des acides halohydriques augmente.

Ainsi, O 2 est réduit par l'acide iodhydrique déjà à température ordinaire :

O 2 + 4H + + 4I - = 2H 2 O + 2I 2.

L'acide bromhydrique réagit plus lentement avec le dioxygène et l'acide chlorhydrique n'est pas du tout oxydé par le dioxygène. L'indifférence de l'anion Cl - dans un environnement acide est très significative du point de vue de la physiologie et de la médecine.

Utilisant l'indifférence de l'ion chlorure, il est inclus dans de nombreuses préparations médicinales. Les solutions d'introduction de chlorure de sodium - isotonique (fraction massique 0,9 %) et hypertonique (fraction massique 3-5-10 %) sont largement utilisées dans la pratique médicale. L'utilisation de solutions hypertoniques repose sur les lois de l'osmose.

L’ion chlorure est présent dans le corps en macroquantités. Sous forme d'acide chlorhydrique, c'est un composant nécessaire du suc gastrique. L'acide chlorhydrique joue un rôle important dans le processus de digestion.

Le suc gastrique (pH de 1 à 3) contient le cation H + et les anions Cl -, H 2 PO 4 -, HSO 4 -. Cependant, la concentration en ions chlorure Cl - dépasse largement la concentration des autres anions. Par conséquent, ils disent que l'acide chlorhydrique est contenu dans le suc gastrique et que sa fraction massique est d'environ 0,3 %.

Pour produire de l'acide chlorhydrique dans l'estomac, il faut du NaCl - du sel de table. La libération d'acide chlorhydrique par les cellules de la membrane muqueuse (Fig. 8.10) de l'estomac peut être décrite par l'équation suivante :

H 2 CO 3 (sang) + Cl - = HCO 3 - (sang) + HCl (estomac)

L'acide chlorhydrique du suc gastrique est nécessaire à la transition de l'enzyme pepsine vers sa forme active. La pepsine assure la digestion des protéines par coupure hydrolytique des liaisons peptidiques (d'où le nom de l'enzyme).

Acides oxygénés du chlore et leurs sels. Parmi les composés oxygénés des halogènes, les acides chlore-oxygène et leurs sels sont de la plus grande importance pour une application pratique. Les acides oxygénés du chlore sont beaucoup moins stables que leurs sels.

Acide de composition HClO, où les atomes de chlore présentent un état d'oxydation de +1. pas isolé dans l’État libre. On l'appelle hypochloreux(hypochloreux), et ses sels - hypochlorites. L'acide hypochloreux est produit par réaction du chlore avec de l'eau :

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HClO + H + .

Dans ce cas, l'un des atomes de la molécule de chlore attache un électron à un autre atome et est réduit, et l'autre atome de chlore, cédant un électron, est oxydé :

La réaction d'hydrolyse du chlore est réversible et fortement décalée vers la gauche.

L'acide HClO est si faible que même l'acide carbonique le déplace des solutions d'hypochlorite :

NaClO + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 + HClO

Le degré d'hydrolyse du chlore dépend de la dilution. Une modification de la concentration en chlore total de 100 à 20 mmol/l entraîne une augmentation du degré d'hydrolyse de 0,33 à 0,73. Ainsi, l'eau chlorée contient toujours, avec les molécules de Cl 2, une quantité importante de HClO.

L'acide hypochloreux est instable et même en solution aqueuse, se décompose lorsqu'il est exposé à la lumière. Le mécanisme de décomposition peut être représenté en deux étapes :

HClO + hν = HCl + [O]

où [O] est le monooxygène, la forme active de l’oxygène.

L'acide hypochloreux est un oxydant très puissant ; c'est sa formation qui explique l'effet bactéricide et blanchissant de l'eau chlorée. Le monooxygène libéré lors de la décomposition du HClO blanchit les colorants et tue les micro-organismes.

L'acide hypochloreux est capable de réagir avec les composés organiques RN (R est un radical organique) selon les schémas suivants :

RH + HClO = ROH + HCl

RН + НClO = RСl + Н 2 O

ceux. à la fois comme agent oxydant et comme agent de chloration.

Par exemple, HClO détruit (dénature) les protéines qui composent les micro-organismes. Dans ce cas, le chlore remplace les atomes d'hydrogène des liaisons protéiques peptidiques :

R-СО-NН-R 1 + HClO → R-СО-NСl-R 1 + H 2 O

En conséquence, la structure secondaire des protéines est perturbée, ce qui entraîne la mort des micro-organismes. La chloration peut donc être utilisée pour désinfecter l’eau. Il s'ensuit que l'effet bactéricide des solutions aqueuses chlorées est associé à la fois à la formation de monooxygène et à l'effet chlorant de l'acide hypochloreux. La petite quantité d’acide chlorhydrique formée dans l’eau chlorée est inoffensive et cette eau est propre à la consommation.

L'acide hypochloreux est un agent oxydant plus puissant que le Cl 2 gazeux. Cela peut être prouvé expérimentalement : le chlore sec blanchit les tissus moins efficacement que le chlore « brut » contenant du HClO.

Le brome et l'iode, présentant un état d'oxydation de +1, forment également des acides oxygénés HBrO (hypobromure) et NIO (hypoiode).

La force des acides contenant de l'oxygène dans la série Cl-Br-I diminue en raison d'une augmentation du rayon covalent des atomes d'halogène dans cette série, qui s'accompagne d'un affaiblissement de la liaison covalente O-G.

Les propriétés oxydantes des ONG dans la série de Cl à I diminuent également et la stabilité relative augmente. Ainsi, lorsqu'on chauffe des ONG ou qu'on les expose à la lumière

2ONG(r) = 2NG(r) + O 2 (g).

La chimie de l’action antiseptique et désinfectante de l’iode est à bien des égards similaire à l’action du chlore. Ainsi, l'iode, comme le chlore, remplace les atomes d'hydrogène par les atomes d'azote dans les molécules protéiques des micro-organismes, ce qui entraîne leur mort :

R-СО-NН-R 1 + HIO → R-CO-NI-R 1 + H 2 O

Dans la pratique médicale, dans la vie quotidienne et dans l'industrie, on utilise des sels d'acide hypochloreux, ainsi que des préparations à base de chlore et d'iode qui éliminent les formes actives d'halogènes.

Si un alcali est ajouté à l'eau chlorée, l'équilibre d'hydrolyse du chlore se déplacera vers la droite (principe de Le Chatelier) en raison de la neutralisation des acides hypochloreux et chlorhydrique :

HCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H 2 O

ou sous forme ionique :

HClO + OH - = OCl - + H 2 O

La solution de chlorure de potassium et d'hypochlorite ainsi obtenue est appelée Eau de Javel. Il est utilisé pour blanchir les tissus. Ses propriétés blanchissantes sont dues au fait que l'hypochlorite de potassium interagit avec le monoxyde de carbone (IV) en présence d'eau :

KClO + H 2 O + CO 2 = HClO + KHCO 3

ou sous forme ionique :

ClO - + H 2 O + CO 2 = HClO + HCO 3 -

ceux. Il se forme de l'acide hypochloreux qui détruit les colorants.

En traitant l'hydroxyde de calcium (II) avec du chlore, un mélange appelé eau de Javel ou eau de Javel:

2Ca(OH) 2 + 2Cl 2 = Ca(ClO) 2 + 2H 2 O + CaCl 2

Il peut être considéré comme un sel mixte d’acides chlorhydrique et hypochloreux, qui répond à la formule développée suivante :

Le chlorure de chaux est une poudre blanche avec une odeur âcre, est un agent oxydant puissant et est utilisé comme agent désinfectant, blanchissant et dégazant.

Dans l'air humide, CaOCl 2 interagit avec le monoxyde de carbone (IV), libérant progressivement de l'acide hypochloreux qui, comme indiqué précédemment, se décompose pour former du monooxygène. HClO est également libéré suite à l'hydrolyse :

Ca(OCl)Cl + H 2 O ⇄ CaOH + + HClO + Cl -

Lorsque l’eau de Javel est exposée à l’acide chlorhydrique, du chlore libre est libéré :

Ca(OCl)Cl + 2HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O

Ba(ClO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2HClO 2 + BaSO 4

Lorsque l’acide hypochloreux est chauffé, il se décompose facilement pour former acide perchlorique HClO3 :

3HOСl = 2HCl + HClO 3

Dans la molécule d'acide perchlorique, l'atome de chlore présente un état d'oxydation de +5. Les sels d'acide perchlorique sont appelés. chlorates. Si vous faites passer du chlore à travers une solution alcaline chaude, telle que KOH, et non à froid, alors au lieu de KClO, du KClO 3 se forme :

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Les produits de réaction sont du chlorure de potassium et du chlorate de potassium - KClO 3 (sel de Berthollet). L'acide hypochloreux n'a pas été isolé à l'état libre, mais contrairement à HClO et HClO 2, ses solutions concentrées (jusqu'à 40 %) sont connues. L'acide hypochloreux est un acide fort). En termes d'activité oxydante, HClO 3 est inférieur à HClO 2.

En grande quantité, les chlorates sont toxiques.

Acide perchlorique (perchlorique) HClO 4 (l'atome de chlore a un état d'oxydation de +7) est un liquide incolore qui peut exploser, mais ses solutions aqueuses sont assez stables. L'acide perchlorique est le plus fort de tous les acides connus.

L'activité oxydante de HClO 4 est inférieure à celle de HClO 3 et ses propriétés acides sont plus prononcées. Sels d'acide perchlorique - les perchlorates à l'état sec sont de puissants agents oxydants et sont utilisés pour la minéralisation de divers biomatériaux afin de déterminer les composants inorganiques qu'ils contiennent.

En comparant les propriétés des acides chlore-oxygène, nous pouvons tirer les conclusions suivantes : à mesure que le degré d'oxydation du chlore augmente dans la série HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO 4, la force des acides augmente.

Cette nature du changement des propriétés acides s'explique par le fait qu'à mesure que le nombre d'atomes d'oxygène dans la série HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO 2, HO-ClO 3 augmente, la force de la liaison O-H s'affaiblit. La forte augmentation de la force des acides avec une augmentation du nombre d'atomes d'oxygène (augmentation du nombre de liaisons Cl-O) peut s'expliquer par l'attraction de la densité électronique de la liaison H-O vers la liaison Cl-O.

Une comparaison des propriétés oxydantes des acides chlore-oxygène montre que dans la série d'anions ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - le pouvoir oxydant diminue. Cette nature du changement d'activité oxydative peut s'expliquer par une augmentation de la stabilité de la série d'anions indiquée, due à une augmentation du nombre d'électrons participant à la formation des liaisons σ et π.

Composés complexes d'halogènes. Les halogènes sont inclus dans les composés complexes à la fois comme ligands et agents complexants. Les éléments du groupe VIIA sont plus sujets à la formation de complexes en tant que ligands avec des ions métalliques. Généralement, la stabilité des complexes halogénures diminue dans l'ordre F>Cl>Br>I, mais pour certains ions métalliques, l'ordre inverse est observé.

La formation d'halogénures complexes se produit également dans les organismes vivants. Ainsi, l'effet toxique de l'excès d'ions fluorure sur l'organisme est associé à la formation de complexes fluorures avec des cations métalliques inclus dans les centres actifs des enzymes E :

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

En raison du blocage de l'orbitale libre du métal, l'activité enzymatique est supprimée.

Les composés halogènes complexes importants utilisés en médecine sont les médicaments antitumoraux (chimiothérapie). Le cis-diaminedichloroplatine (II) [Pt(NH 3) 2 Cl 2 ] et le cis-diaminedichloroplatine (IV) [Pt(NH 3) 2 Cl 4 ] sont considérés comme actifs.

On connaît des complexes dans lesquels l'agent complexant est un ion halogénure et les ligands sont des molécules halogènes. De tels complexes de composition [Г∙(Г 2) x ] sont appelés polyhalogénures. Ainsi, une augmentation de la solubilité de l'iode moléculaire dans l'eau en présence d'iodure de potassium est associée à la formation d'un ion complexe :

Je - + Je 2 ⇄ -

La dissociation du complexe (réaction réversible) assure la présence d'iodure élémentaire dans la solution, qui possède des propriétés bactéricides. Par conséquent, dans la pratique médicale, une solution d'iode additionnée de CI est utilisée.

Les électrons de Valence se trouvent dans la coque externe d'un atome. Leur nombre détermine le nombre de composés chimiques possibles qu'un atome peut former. La meilleure façon de déterminer le nombre d’électrons de valence est d’utiliser le tableau périodique.

Pas

Partie 1

Métaux non de transition

Numérotez chaque colonne du tableau périodique de 1 à 18 (en commençant par la première colonne de gauche). En règle générale, tous les éléments d’une même colonne du tableau périodique ont le même nombre d’électrons de valence. Les colonnes sont les groupes dans lesquels les éléments chimiques sont divisés.

• Par exemple, au-dessus de l'hydrogène (H), écrivez le chiffre 1, puisque la première colonne commence par lui, et au-dessus de l'hélium (He), écrivez le chiffre 18, puisque la dix-huitième colonne commence par lui.

1. Maintenant, dans le tableau périodique, recherchez l’élément dont vous souhaitez trouver le nombre d’électrons de valence. Vous pouvez le faire par le symbole de l'élément (les lettres dans chaque cellule), son numéro atomique (le nombre dans le coin supérieur gauche de chaque cellule) ou toute autre information dont vous disposez.

   • Par exemple, déterminons le nombre d'électrons de valence du carbone (C). Son numéro atomique est 6 et le quatorzième groupe commence par lui.
   • Dans cette sous-section, nous ne considérons pas les métaux de transition, qui appartiennent aux groupes 3 à 12. Ces éléments sont légèrement différents des autres, les méthodes décrites ici ne s'appliquent donc pas à eux. Les métaux de transition seront abordés dans la sous-section suivante.

2. Utilisez les numéros de groupe pour déterminer le nombre d’électrons de valence dans les métaux non de transition. Le nombre d'unités placées dans le numéro de groupe détermine le nombre d'électrons de valence dans les atomes des éléments. Autrement dit:

   • Groupe 1 : 1 électron de valence
   • Groupe 2 : 2 électrons de valence
   • Groupe 13 : 3 électrons de valence
   • Groupe 14 : 4 électrons de valence
   • Groupe 15 : 5 électrons de valence
   • Groupe 16 : 6 électrons de valence
   • Groupe 17 : 7 électrons de valence
   • Groupe 18 : 8 électrons de valence (sauf l'hélium, qui possède 2 électrons de valence)
   • Dans notre exemple, puisque le carbone appartient au groupe 14, nous pouvons conclure qu’un atome de carbone possède quatre électrons de valence.

   Métaux de transition

   1. Trouvez l'élément dans les groupes 3 à 12. Les métaux de transition se situent dans ces groupes. Dans cette sous-section, nous vous expliquerons comment déterminer le nombre d'électrons de valence dans les atomes de ces éléments. Notez que dans certains éléments, le nombre d’électrons de valence ne peut pas être déterminé.

      • Par exemple, considérons le tantale (Ta) ; son numéro atomique est 73. Ensuite, nous trouverons le nombre de ses électrons de valence (ou du moins essaierons de le faire).
      • Notez que les métaux de transition comprennent les lanthanides et les actinides (également appelés métaux des terres rares), deux rangées d'éléments qui se situent généralement en dessous du tableau principal et qui commencent par le lanthane et l'actinium. Tous ces éléments appartiennent au groupe 3 du tableau périodique.

   2. Pour comprendre pourquoi il est difficile de déterminer le nombre d’électrons de valence dans les métaux de transition, il est nécessaire de donner une petite explication sur la disposition des électrons dans les atomes.

   3. Utilisez les numéros de groupe pour déterminer le nombre d’électrons de valence dans les métaux de transition. Ici, le numéro de groupe correspond généralement à la plage du nombre possible d'électrons de valence.

      • Groupe 3 : 3 électrons de valence
      • Groupe 4 : 2 à 4 électrons de valence
      • Groupe 5 : 2 à 5 électrons de valence
      • Groupe 6 : 2 à 6 électrons de valence
      • Groupe 7 : 2 à 7 électrons de valence
      • Groupe 8 : 2 ou 3 électrons de valence
      • Groupe 9 : 2 ou 3 électrons de valence
      • Groupe 10 : 2 ou 3 électrons de valence
      • Groupe 11 : 1 ou 2 électrons de valence
      • Groupe 12 : 2 électrons de valence
      • Dans notre exemple, le tantale est situé dans le groupe 5, on peut donc conclure que son atome possède de deux à cinq électrons de valence (selon la situation).

   Partie 2

   Trouver des électrons de Valence à l'aide de la configuration électronique

   1. La configuration électronique est une formule pour la disposition des électrons dans les orbitales électroniques d'un atome d'un élément chimique. En d’autres termes, il s’agit d’une manière simple et visuelle de représenter les orbitales électroniques d’un atome à l’aide de lettres et de chiffres.

      • Par exemple, considérons la configuration électronique du sodium (Na) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Veuillez noter que la configuration électronique est construite selon la formule : (chiffre)(lettre) (chiffre en exposant) (chiffre)(lettre) (chiffre en exposant) ...
      • ... et ainsi de suite. Ici (chiffre)(lettre) est la désignation d'une orbitale électronique et (exposant) est le nombre d'électrons dans cette orbitale.
      • Dans notre exemple, l’atome de sodium a 2 électrons dans l’orbitale 1s plus 2 électrons dans l’orbitale 2s plus 6 électrons dans l’orbitale 2p plus 1 électron dans l’orbitale 3s. Il y a 11 électrons au total, ce qui est correct puisque le numéro atomique du sodium est 11.
      • Veuillez noter que les sous-niveaux des couches électroniques contiennent un certain nombre d’électrons. Le nombre maximum d’électrons pour les orbitales est le suivant :
        • s : 2 électrons
        • p : 6 électrons
        • d : 10 électrons
        • f : 14 électrons

   2. Maintenant que vous savez comment déchiffrer la configuration électronique, vous pouvez trouver le nombre d'électrons de valence d'un certain élément (sauf, bien sûr, pour les métaux de transition). Si la configuration électronique est donnée dans le problème, passez à l’étape suivante. Sinon, lisez la suite.

      • Voici la configuration électronique complète d'oganesson (Og ; numéro atomique 118) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
      • Désormais, pour déterminer la configuration électronique de n’importe quel élément, il vous suffit de remplir ce modèle (jusqu’à ce qu’il ne vous reste plus d’électrons). C'est plus facile qu'il n'y paraît. Par exemple, déterminez la configuration électronique du chlore (Cl ; numéro atomique 17), dont l'atome possède 17 électrons : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Notez que le nombre total d'électrons est de 17 : 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Vous devez modifier le nombre d'électrons dans la dernière orbitale, puisque les orbitales précédentes sont les mêmes que dans le modèle (car elles sont complètement rempli d'électrons).
      • Pour plus de détails sur les configurations électroniques, lisez.

   3. Les orbitales sont remplies d'électrons selon la règle de l'octet : les deux premiers électrons remplissent l'orbitale 1s, les deux électrons suivants remplissent l'orbitale 2s, les six électrons suivants remplissent l'orbitale 2p (et ainsi de suite). Lorsque nous traitons d'atomes de métaux non de transition, nous disons que ces orbitales forment des « coquilles orbitales » autour de l'atome, chaque coquille successive étant plus éloignée que la précédente. Seule la première couche contient deux électrons, et toutes les autres couches contiennent huit électrons (sauf, encore une fois, les atomes de métaux de transition). C'est ce qu'on appelle la règle de l'octet.

      • Par exemple, considérons le bore (B). Son numéro atomique est 5, c'est-à-dire que l'atome de bore contient cinq électrons, et sa configuration électronique est la suivante : 1s 2 2s 2 2p 1. Puisque la première couche orbitale n’a que deux électrons, nous pouvons conclure que le bore n’a que deux couches : la première avec deux électrons (dans l’orbitale 1s) et la seconde avec trois (dans les orbitales 2s et 2p).
      • Comme autre exemple, considérons le chlore (Cl), qui possède trois couches orbitales : la première avec deux électrons dans l'orbitale 1s, la seconde avec deux électrons dans l'orbitale 2s et six électrons dans l'orbitale 2p, la troisième avec deux électrons dans l'orbitale 2p. Orbitale 3s et cinq électrons dans une orbitale 3p.

   4. Trouvez le nombre d’électrons dans la coque externe. Ce sera le nombre d'électrons de valence d'un certain élément. Si la coque externe est complètement remplie (en d’autres termes, si elle possède huit électrons, ou deux électrons dans le cas de la première coque), alors l’élément est inerte et ne réagira pas facilement avec les autres éléments. Encore une fois, ces règles ne s’appliquent pas aux métaux de transition.

      • Par exemple, considérons le bore. Puisqu’il y a trois électrons dans la couche externe du bore, nous pouvons conclure que le bore possède trois électrons de valence.

   5. Utilisez les lignes du tableau périodique pour déterminer le nombre de coquilles orbitales. Les lignes du tableau périodique des éléments chimiques sont appelées périodes. Chaque période correspond au nombre de couches électroniques des atomes. Vous pouvez l'utiliser pour déterminer le nombre d'électrons de valence d'un élément - comptez simplement le numéro atomique de l'élément dans un point, en commençant par la gauche. Veuillez noter que cette méthode ne s'applique pas aux métaux de transition.

      • Par exemple, nous savons que le sélénium possède quatre couches orbitales car l’élément est situé dans la quatrième période. Puisqu’il s’agit du sixième élément (en partant de la gauche) de la quatrième période (en ignorant les métaux de transition), nous pouvons conclure que la quatrième couche externe contient six électrons et que le sélénium possède donc six électrons de valence.