Valents– elementide võime kinnitada enda külge teisi elemente.
Rääkimine lihtsas keeles, see on arv, mis näitab, mitu elementi teatud aatom võib enda külge kinnituda.
Keemia põhipunkt on ühendite valemite õige kirjutamine.
On mitmeid reegleid, mis muudavad valemite õige koostamise lihtsamaks.
- Peamiste alarühmade kõigi metallide valents on võrdne rühma numbriga:
Joonisel on näide I rühma põhi- ja teisese alarühma kohta.
2. Hapniku valents on kaks
3. Vesiniku valents on üks
4. Mittemetallidel on kahte tüüpi valentsi:
- Madalaim (8. rühm)
- Kõrgeim (võrdne rühmanumbriga)
A) Metallidega ühendites on mittemetallidel madalam valents!
B) Binaarsetes ühendites on ühte tüüpi aatomite valentside summa võrdne teist tüüpi aatomi valentside summaga!
Alumiiniumi valents on kolm (alumiinium on metall III rühm). Hapniku valents on kaks. Kahe alumiiniumi aatomi valentsi summa on 6. Kolme hapnikuaatomi valentsi summa on samuti 6.
1) Määrake elementide valentsid ühendites:
Alumiiniumi valents on III. Valemis 1 on aatom => koguvalentsus samuti 3. Seetõttu on kõigi klooriaatomite valents samuti 3 (binaarsete ühendite reegel). 3:3=1. Kloori valents on 1.
Hapniku valents on 2. Ühendis on 3 hapnikuaatomit => summaarne valents on 6. Kahe aatomi koguvalents on 6 => ühe raua aatomi puhul - 3 (6:2=3)
2) Koostage valemid ühendi jaoks, mis koosneb:
naatrium ja hapnik
Hapniku valents on II.
Naatrium on põhialarühma esimese rühma metall => selle valents on I.
Juhised
Tabel on struktuur, milles keemilised elemendid on paigutatud vastavalt nende põhimõtetele ja seadustele. See tähendab, et võime öelda, et see on mitmekorruseline “maja”, milles “elavad” keemilised elemendid ja igaühel neist on teatud numbri all oma korter. "Põrandad" asuvad horisontaalselt, mis võivad olla väikesed või suured. Kui periood koosneb kahest reast (nagu näitab külje nummerdamine), siis nimetatakse sellist perioodi suureks. Kui sellel on ainult üks rida, nimetatakse seda väikeseks.
Tabel on jagatud ka "sissepääsudeks" - rühmadeks, mida on kokku kaheksa. Nii nagu igas sissepääsus, asuvad korterid vasakul ja paremal, nii on ka siin keemilised elemendid paigutatud samamoodi. Ainult selles versioonis on nende paigutus ebaühtlane - ühel küljel on rohkem elemente ja siis räägitakse põhirühm, teisest küljest vähem ja see näitab, et rühm on teisejärguline.
Valentsus on elementide võime moodustada keemilised sidemed. On konstant, mis ei muutu, ja muutuja, mis on erinev tähendus sõltuvalt sellest, millise aine osa see element on. Valentsi määramisel perioodilise tabeli abil peate pöörama tähelepanu järgmistele omadustele: elementide rühmanumber ja selle tüüp (st põhi- või sekundaarne rühm). Konstantse valentsi määrab sel juhul põhialarühma rühma number. Muutuja valentsi väärtuse väljaselgitamiseks (kui see on üks ja tavaliselt y), peate 8-st lahutama selle rühma arvu, milles element asub (kokku 8 - seega arv).
Näide nr 1. Kui vaadata põhialarühma esimese rühma elemente (leeliseline), siis võime järeldada, et nende kõigi valents on võrdne I-ga (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Näide nr 2. Põhialarühma teise rühma (leelismuldmetallid) elementide valents on vastavalt II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Näide nr 3. Kui rääkida mittemetallidest, siis näiteks P (fosfor) on põhialarühma V rühmas. Seega on selle valents võrdne V-ga. Lisaks on fosforil veel üks valentsväärtus ja selle määramiseks tuleb sooritada samm 8 – elemendi number. See tähendab 8 – 5 (rühmaarv) = 3. Seega on fosfori teine valents võrdne III-ga.
Näide nr 4. Halogeenid kuuluvad põhialarühma VII rühma. See tähendab, et nende valents on VII. Arvestades aga, et tegemist on mittemetallidega, tuleb sooritada aritmeetiline tehe: 8 – 7 (elemendirühma number) = 1. Seetõttu on teine valents võrdne I-ga.
Sekundaarsete alarühmade elementide (ja neisse kuuluvad ainult metallid) puhul tuleb valents meeles pidada, eriti kuna see on enamikul juhtudel võrdne I, II, harvemini III. Samuti peate pähe jätma keemiliste elementide valentsid, millel on rohkem kui kaks tähendust.
Video teemal
Pange tähele
Olge metallide ja mittemetallide tuvastamisel ettevaatlik. Selleks on tabelis tavaliselt toodud sümbolid.
Allikad:
- kuidas perioodilisustabeli elemente õigesti hääldada
- mis on fosfori valents? X
Kooliajast või isegi varem teavad kõik, et kõik ümbritsev, kaasa arvatud meie ise, koosneb aatomitest – kõige väiksematest ja jagamatutest osakestest. Tänu aatomite võimele üksteisega ühendust luua on meie maailma mitmekesisus tohutu. See keemiliste aatomite võime element nimetatakse sidemeid teiste aatomitega valents element.
Juhised
Igale tabeli elemendile on määratud konkreetne seerianumber (H - 1, Li - 2, Be - 3 jne). See arv vastab tuumale (prootonite arv tuumas) ja ümber tuuma tiirlevate elektronide arvule. Prootonite arv on seega võrdne elektronide arvuga, mis tähendab, et normaalsetes tingimustes on aatom elektriliselt .
Seitsmeks perioodiks jagunemine toimub vastavalt aatomi energiatasemete arvule. Esimese perioodi aatomitel on ühetasandiline elektronkiht, teisel - kahetasandiline, kolmandal - kolmetasandiline jne. Kui uus energiatase on täidetud, algab see uus periood.
Mis tahes perioodi esimesi elemente iseloomustavad aatomid, mille välistasandil on üks elektron - need on leelismetalliaatomid. Perioodid lõpevad väärisgaaside aatomitega, mille väline energiatase on täielikult elektronidega täidetud: esimesel perioodil on väärisgaasidel 2 elektroni, järgnevatel perioodidel - 8. Just tänu elektronkestade sarnasele struktuurile, elementide rühmadel on sarnane füüsika.
Tabelis D.I. Mendelejevil on 8 peamist alagruppi. Selle arvu määrab maksimaalne võimalik elektronide arv energiatasemel.
Alla perioodiline tabel lantaniidid ja aktiniidid on eraldatud iseseisvate seeriatena.
Kasutades tabelit D.I. Mendelejev, võib jälgida elementide järgmiste omaduste perioodilisust: aatomi raadius, aatomi maht; ionisatsioonipotentsiaal; elektronide afiinsusjõud; aatomi elektronegatiivsus; ; potentsiaalsete ühendite füüsikalised omadused.
Elementide paigutuse selgelt jälgitav perioodilisus tabelis D.I. Mendelejevit seletatakse ratsionaalselt energiatasemete elektronidega täitmise järjestikuse olemusega.
Allikad:
- Perioodiline tabel
VALENTS(ladina valentia – tugevus) aatomi võime kinnituda või asendada teatud arv muud aatomid või aatomirühmad.
Aastakümneid on valentsuse mõiste olnud keemia üks põhilisi põhimõisteid. Selle mõistega peavad kokku puutuma kõik keemiaõpilased. Alguses tundus see neile üsna lihtne ja üheselt mõistetav: vesinik on ühevalentne, hapnik kahevalentne jne. Ühes taotlejatele mõeldud juhendis öeldakse nii: "Valents on keemiliste sidemete arv, mille moodustab aatom ühendis." Mis on siis selle määratluse kohaselt süsiniku valents raudkarbiidis Fe 3 C ja raudkarbonüülis Fe 2 (CO) 9 pikas perspektiivis kuulsad soolad K3Fe(CN)6 ja K4Fe(CN)6? Ja isegi naatriumkloriidis on iga NaCl kristalli aatom seotud kuue teise aatomiga! Nii paljusid määratlusi, isegi õpikutes trükituid, tuleb rakendada väga hoolikalt.
IN kaasaegsed väljaanded Võite leida erinevaid, sageli ebajärjekindlaid määratlusi. Näiteks see: "Valents on aatomite võime moodustada teatud arv kovalentseid sidemeid." See määratlus on selge ja ühemõtteline, kuid see kehtib ainult kovalentsete sidemetega ühendite kohta. Aatomi valents määratakse keemilise sideme moodustumisel osalevate elektronide koguarvuga; ja elektronpaaride arv, millega antud aatom on ühendatud teiste aatomitega; ja selle paaritute elektronide arv, mis osalevad ühiste elektronpaaride moodustamisel. Teine sageli esinev valentsi määratlus kui keemiliste sidemete arv, mille kaudu antud aatom on ühendatud teiste aatomitega, tekitab samuti raskusi, kuna alati ei ole võimalik selgelt määratleda, mis on keemiline side. Lõppude lõpuks ei ole kõigil ühenditel elektronpaaridest moodustunud keemilisi sidemeid. Lihtsaim näide on ioonkristallid, näiteks naatriumkloriid; selles moodustab iga naatriumi aatom sideme (ioonse) kuue klooriaatomiga ja vastupidi. Kas vesiniksidemeid tuleks lugeda keemilisteks sidemeteks (näiteks veemolekulides)?
Tekib küsimus, millega võib võrduda lämmastikuaatomi valents vastavalt selle erinevatele määratlustele. Kui valents määratakse teiste aatomitega keemiliste sidemete moodustamisel osalevate elektronide koguarvu järgi, tuleks lämmastikuaatomi maksimaalseks valentsiks lugeda viis, kuna lämmastikuaatom saab kasutada kõiki oma viit välist elektroni - kahte s-elektronid ja kolm p-elektroni – keemiliste sidemete moodustamisel. Kui valents on määratud elektronpaaride arvuga, millega antud aatom on teistega seotud, siis sel juhul on lämmastikuaatomi maksimaalne valentsus neli. Sel juhul moodustavad kolm p-elektroni kolm kovalentsed sidemed ja teise sideme moodustavad kaks 2s lämmastiku elektroni. Näitena võib tuua ammoniaagi reaktsiooni hapetega, moodustades ammooniumi katiooni. Lõpuks, kui valentsi määrab ainult paaritute elektronide arv aatomis, ei saa lämmastiku valents olla suurem kui kolm, kuna lämmastiku aatomil ei saa olla rohkem. kui kolm paaritu elektroni (2s elektroni ergastamine saab toimuda ainult tasemel n = 3, mis on energeetiliselt äärmiselt ebasoodne). Seega moodustab lämmastik halogeniidides vaid kolm kovalentset sidet ja puuduvad sellised ühendid nagu NF 5, NCl 5 või NBr 5 (erinevalt täiesti stabiilsest PF 3, PCl 3 ja PBr 3). Aga kui lämmastikuaatom kannab ühe oma 2s elektronidest üle teisele aatomile, siis on tekkival N+ katioonil neli paaristamata elektroni ja selle katiooni valents on neli. See juhtub näiteks molekulis lämmastikhape. Seega viivad valentsi erinevad määratlused erinevaid tulemusi isegi lihtsate molekulide puhul.
Milline neist definitsioonidest on "õige" ja kas valentsile on üldse võimalik anda üheselt mõistetav definitsioon? Nendele küsimustele vastamiseks on kasulik teha ekskurss minevikku ja mõelda, kuidas keemia arenguga muutus valentsi mõiste.
Elementide valentsuse idee (mida sel ajal siiski ei tunnustatud) väljendati esmakordselt 19. sajandi keskel. Inglise keemik E. Frankland: ta rääkis metallide ja hapniku teatud “küllastusvõimest”. Seejärel hakati valentsi mõistma kui aatomi võimet siduda või asendada teatud arv teisi aatomeid (või aatomite rühmi), et moodustada keemiline side. Üks teooria loojatest keemiline struktuur Friedrich August Kekule kirjutas: "Valents on aatomi põhiomadus, sama konstantne ja muutumatu omadus kui aatomi kaal ise." Kekule pidas elemendi valentsust konstantseks väärtuseks. 1850. aastate lõpuks uskus enamik keemikuid, et süsiniku valents (siis nimetati seda "atomilisuseks") oli 4, hapniku ja väävli valents 2 ning halogeenide valents 1. 1868. aastal tegi saksa keemik K. G. Wichelhaus ettepaneku kasutada termin "aatomilisus" asemel "valents" (ladina keeles valentia - tugevus). Kuid pikka aega seda vähemalt Venemaal peaaegu ei kasutatud (selle asemel räägiti näiteks “sugulusühikutest”, “ekvivalentide arvust”, “aktsiate arvust” jne). On märkimisväärne, et sisse Entsüklopeediline sõnaraamat Brockhaus ja Efron(peaaegu kõik selle entsüklopeedia keemiaalased artiklid on läbi vaadanud, toimetanud ja sageli kirjutanud D. I. Mendelejev) "valentsuse" kohta pole artiklit üldse. Seda ei leidu ka Mendelejevi klassikalises teoses. Keemia alused(aatomilisuse mõistet mainib ta vaid aeg-ajalt, sellel üksikasjalikult peatumata ja üheselt mõistetavat määratlust andmata).
Et selgelt demonstreerida raskusi, mis „valentsi“ mõistega algusest peale kaasnesid, on paslik tsiteerida 20. sajandi alguses levinud mõistet. paljudes riikides on tänu autori suurele pedagoogilisele talendile 1917. aastal ilmunud Ameerika keemiku Alexander Smithi õpik (vene tõlkes - 1911, 1916 ja 1931): “Ükski keemia kontseptsioon pole nii palju saanud. ebaselged ja ebatäpsed määratlused kui valentsi mõiste " Ja edasi rubriigis Mõned veidrused valentsi vaadetes autor kirjutab:
"Kui valentsi kontseptsiooni esmakordselt konstrueeriti, arvati - täiesti ekslikult -, et igal elemendil on üks valents. Seetõttu lähtusime selliste ühendite paaride nagu CuCl ja CuCl 2 või... FeCl 2 ja FeCl 3 käsitlemisel eeldusest, et vask Alati on kahevalentne ja raud on kolmevalentne ning selle põhjal moonutasid nad valemeid, et sobitada need selle eeldusega. Seega kirjutati vaskmonokloriidi valem (ja seda kirjutatakse sageli tänapäevani) järgmiselt: Cu 2 Cl 2. Sel juhul on kahe vaskkloriidi ühendi valemid graafiline esitus saada vorm: Cl–Cu–Cu–Cl ja Cl–Cu–Cl. Mõlemal juhul sisaldab iga vase aatom (paberil) kahte ühikut ja on seetõttu kahevalentne (paberil). Samamoodi... valemi FeCl 2 kahekordistamine andis Cl 2 >Fe–Fe 2, mis võimaldas meil pidada... rauda kolmevalentseks. Ja siis teeb Smith alati väga olulise ja asjakohase järelduse: "See on üsna vastik teaduslik meetod- välja mõelda või moonutada fakte, et toetada uskumust, mis ei põhine kogemusel, vaid on pelgalt oletuse tulemus. Teaduse ajalugu aga näitab, et selliseid vigu täheldatakse sageli.
Ülevaate sajandi alguse ideedele valentsi kohta andis 1912. aastal vene keemik L. A. Chugaev, kes sai maailma tunnustus kompleksühendite keemia alal tehtud töö eest. Chugaev näitas selgelt valentsi mõiste määratlemise ja rakendamisega seotud raskusi:
"Valentsus on termin, mida keemias kasutatakse samas tähenduses kui "aatomilisus", et tähistada maksimaalset vesinikuaatomite (või muude üheaatomiliste aatomite või üheaatomiliste radikaalide) arvu, millega antud elemendi aatom võib olla otseses ühenduses (või millega see on seotud). on võimeline asendama). Sõna valentsus kasutatakse sageli ka valentsiühiku või afiinsuse ühiku tähenduses. Seega öeldakse, et hapnikul on kaks, lämmastikus kolm jne. Sõnu valents ja atomaarsus kasutati varem vahet tegemata, kuid kuna nendega väljendatud mõisted kaotasid oma algse lihtsuse ja muutusid keerulisemaks, jäi mitmel juhul kasutusse vaid sõna valents... valentsi mõiste sai alguse tõdemusest, et valents on muutuv suurus... ja aine mõttes väljendatakse seda alati täisarvuna.
Keemikud teadsid, et paljudel metallidel on muutuv valents ja nad oleksid pidanud rääkima näiteks kahe-, kolme- ja kuuevalentsest kroomist. Tšugajev ütles, et isegi süsiniku puhul oli vaja tunnistada võimalust, et selle valents võib erineda 4-st ja CO ei ole ainus erand: „Kahevalentne süsinik sisaldub suure tõenäosusega karbilamiinides CH 3 -N=C, fulminaathappes ja selle soolades C=NOH, C=NOMe jne. Teame, et eksisteerib ka kolmeaatomiline süsinik...” Arutades saksa keemiku I. Thiele teooriat „osaliste” või osaliste valentside kohta, rääkis Tšugajev sellest kui "Üks esimesi katseid laiendab klassikalist valentsi mõistet ja laiendab seda juhtudele, mille puhul see kui selline ei ole rakendatav. Kui Thiele tekkis vajadus... lubada valentsühikute "killustumine", siis on see olemas terve seeria faktid, mis sunnivad meid teises mõttes tuletama valentsi mõistet kitsast raamistikust, milles see algselt sisaldus. Oleme näinud, et kõige lihtsamate (enamasti binaarsete...) ühendite uurimine, mille moodustavad keemilised elemendid iga viimase puhul, sunnib meid eeldama nende valentsi teatud, alati väikeseid ja loomulikult terviklikke väärtusi. Selliseid väärtusi on üldiselt väga vähe (enam kui kolme erineva valentsiga elemendid on haruldased)... Kogemused näitavad aga, et kui kõiki ülalnimetatud valentsiühikuid tuleks lugeda küllastunuteks, on saadud molekulide võime edasi liikuda. lisamine ei jõua veel piirini. Seega lisavad metallisoolad vett, ammoniaaki, amiine..., moodustades erinevaid hüdraate, ammoniaaki... jne. keerulised ühendused, mille... me nüüd liigitame kompleksseks. Selliste ühendite olemasolu, mis ei mahu kõige lihtsama valentsi idee raamistikku, nõudis loomulikult selle laiendamist ja täiendavate hüpoteeside kehtestamist. Üks neist hüpoteesidest, mille on välja pakkunud A. Werneri, on see, et valentsi peamiste ehk põhiühikute kõrval on ka teisi, sekundaarseid. Viimased on tavaliselt tähistatud punktiirjoonega.
Tõepoolest, milline valents tuleks omistada näiteks koobalti aatomile selle kloriidis, mis lisas kuus ammoniaagi molekuli, et moodustada ühend CoCl 3 6NH 3 (või, mis on sama, Co(NH 3) 6 Cl 3) ? Selles on koobalti aatom ühendatud samaaegselt üheksa kloori- ja lämmastikuaatomiga! D.I. Mendelejev kirjutas sel puhul vähe uuritud "jääk-afiinsusjõududest". Ja Šveitsi keemik A. Werner, kes lõi kompleksühendite teooria, võttis kasutusele peamise (primaarse) ja sekundaarse (sekundaarse) valentsi mõisted (tänapäevases keemias vastavad need mõisted oksüdatsiooniastmele ja koordinatsiooninumbrile). Mõlemad valentsid võivad olla muutlikud ja mõnel juhul on neid väga raske või isegi võimatu eristada.
Järgmisena puudutab Tšugajev R. Abeggi elektrovalentsusteooriat, mis võib olla positiivne (kõrgemate hapnikuühendite puhul) või negatiivne (vesinikuga ühendites). Veelgi enam, elementide kõrgeimate hapniku ja vesiniku valentside summa IV kuni VII rühmas võrdub 8-ga. Paljudes keemiaõpikutes esitatud esitlus põhineb endiselt sellel teoorial. Lõpetuseks mainib Tšugajev keemilised ühendid, mille puhul valentsi mõiste praktiliselt ei rakendata – intermetallilised ühendid, mille koostist “väljendatakse sageli väga omapäraste valemitega, mis väga vähe meenutavad tavalisi valentsi väärtusi. Need on näiteks järgmised ühendid: NaCd 5, NaZn 12, FeZn 7 jne.
Teine kuulus vene keemik I. A. Kablukov tõi oma õpikus esile mõned raskused valentsi määramisel Põhilised algused anorgaaniline keemia , ilmus 1929. Mis puudutab kooskõlastusnumbrit, siis tsiteerigem (vene tõlkes) ühe looja poolt 1933. aastal Berliinis ilmunud õpikut kaasaegne teooria Taani keemiku Niels Bjerrumi lahendused:
"Tavalised valentsinumbrid ei anna aimugi iseloomulikud omadused, mis avaldub paljudes kompleksühendites paljudes aatomites. Selgitamaks aatomite või ioonide võimet moodustada keerulisi ühendeid, võeti aatomite ja ioonide jaoks kasutusele uus spetsiaalne arvuseeria, mis erineb tavalistest valentsarvudest. Keerulistes hõbeioonides... otse seotud keskse metalliaatomiga enamasti kaks aatom või kaks aatomirühma, näiteks Ag(NH 3) 2 +, Ag(CN) 2 –, Ag(S 2 O 3) 2 –... Selle sideme kirjeldamiseks on mõiste kooskõlastusnumber ja omistage Ag + ioonidele koordinatsiooninumber 2. Nagu toodud näidetest näha, on seotud rühmad keskne aatom, võivad olla neutraalsed molekulid (NH 3) ja ioonid (CN –, S 2 O 3 –). Kahevalentse vase iooni Cu ++ ja kolmevalentse kullaiooni Au +++ koordinatsiooniarv on enamikul juhtudel 4. Aatomi koordinatsiooniarv muidugi ei näita veel, milline side on keskse aatomi ja aatomi vahel. muud sellega seotud aatomid või aatomirühmad; kuid see osutus suurepäraseks vahendiks keerukate ühendite süstemaatika jaoks.
A. Smith toob oma õpikus väga selgeid näiteid keeruliste ühendite “eriomaduste” kohta:
"Mõelge järgmistele "molekulaarsetele" plaatinaühenditele: PtCl 4 2NH 3, PtCl 4 4NH 3, PtCl 4 6NH 3 ja PtCl 4 2KCl. Nende ühendite lähem uurimine paljastab mitmeid tähelepanuväärseid omadusi. Esimene lahuses olev ühend praktiliselt ei lagune ioonideks; selle lahenduste elektrijuhtivus on äärmiselt madal; hõbenitraat ei tekita koos sellega AgCl sadet. Werner nõustus, et klooriaatomid on plaatina aatomiga seotud tavaliste valentsidega; Werner nimetas neid peamisteks ja ammoniaagi molekulid on plaatina aatomiga ühendatud täiendavate sekundaarsete valentsidega. Sellel ühendil on Werneri sõnul järgmine struktuur:
Suured sulud näitavad aatomirühma terviklikkust, kompleksi, mis ühendi lahustumisel ei lagune.
Teisel ühendil on esimesest erinevad omadused; see on elektrolüüt, selle lahuste elektrijuhtivus on samas suurusjärgus soolade lahuste elektrijuhtivusega, mis lagunevad kolmeks iooniks (K 2 SO 4, BaCl 2, MgCl 2); hõbenitraat sadestab kaks neljast aatomist. Werneri järgi on tegemist järgmise struktuuriga ühendiga: 2– + 2Cl–. Siin on meil kompleksioon, milles sisalduvaid klooriaatomeid hõbenitraat ei sadesta ja see kompleks moodustab tuuma ümber aatomitest sisemise sfääri – Pt-aatomi; ühendis moodustavad ioonidena eralduvad klooriaatomid aatomite välissfääri, mistõttu kirjutame need suurtest sulgudest väljapoole. Kui eeldame, et Pt-l on neli peamist valentsi, siis kasutatakse selles kompleksis ainult kahte, samas kui ülejäänud kahte hoiavad kaks välimist klooriaatomit. Esimeses ühendis kasutatakse kompleksis endas kõiki nelja valentsi plaatinat, mistõttu see ühend ei ole elektrolüüt.
Kolmandas ühendis sadestatakse hõbenitraadiga kõik neli klooriaatomit; selle soola kõrge elektrijuhtivus näitab, et see toodab viis iooni; on ilmne, et selle struktuur on järgmine: 4– + 4Cl – ... Kompleksses ioonis on kõik ammoniaagi molekulid seotud Pt-ga sekundaarsete valentside kaudu; mis vastab plaatina neljale põhivalentsile, on välissfääris neli klooriaatomit.
Neljandas ühendis ei sadesta hõbenitraat kloori üldse, selle lahuste elektrijuhtivus näitab lagunemist kolmeks iooniks ja vahetusreaktsioonid paljastavad kaaliumiioonid. Sellele ühendile omistame järgmise struktuuri 2– + 2K + . Kompleksioonis kasutatakse Pt nelja põhivalentsi, kuid kuna kahe klooriaatomi põhivalentseid ei kasutata, siis saab välissfääris jääda kaks positiivset monovalentset iooni (2K +, 2NH 4 + jne). ”
Toodud näited väliselt sarnaste plaatinakomplekside omaduste silmatorkavatest erinevustest annavad aimu raskustest, millega keemikud valentsi üheselt kindlaks määramisel kokku puutusid.
Pärast elektrooniliste ideede loomist aatomite ja molekulide struktuuri kohta hakati laialdaselt kasutama mõistet "elektrovalents". Kuna aatomid võivad elektrone nii anda kui ka vastu võtta, võib elektrovalentsus olla kas positiivne või negatiivne (tänapäeval kasutatakse elektrovalentsuse asemel oksüdatsiooniastme mõistet). Kui kooskõlas olid uued elektroonilised ideed valentsi kohta eelmiste ideedega? N. Bjerrum kirjutab juba viidatud õpikus selle kohta: „Tavaliste valentsarvude ja kasutusele võetud uute arvude – elektrovalentsi ja koordinatsiooniarvu – vahel on teatav sõltuvus, kuid need pole sugugi identsed. Vana valentsi kontseptsioon on jagunenud kaheks uueks mõisteks. Sel puhul tegi Bjerrum olulise märkuse: „Süsiniku koordinatsiooniarv on enamasti 4 ja selle elektrovalents on kas +4 või –4. Kuna mõlemad arvud langevad tavaliselt süsinikuaatomi puhul kokku, ei sobi süsinikuühendid nende kahe mõiste erinevuse uurimiseks.
Ameerika füüsikalise keemiku G. Lewise ja saksa füüsiku W. Kosseli töödes välja töötatud keemilise sideme elektroonilise teooria raames ilmusid sellised mõisted nagu doonor-aktseptor (koordinatsioon) side ja kovalentsus. Selle teooria kohaselt määrati aatomi valents selle elektronide arvu järgi, mis osalevad teiste aatomitega ühiste elektronpaaride moodustamisel. Sel juhul loeti elemendi maksimaalne valents võrdseks elektronide arvuga aatomi välises elektronkihis (see langeb kokku perioodilisuse tabeli rühma numbriga, kuhu antud element kuulub). Teiste ideede kohaselt, mis põhinevad kvantkeemilistel seadustel (need töötasid välja saksa füüsikud W. Heitler ja F. London), ei tohiks lugeda mitte kõiki väliseid elektrone, vaid ainult paarituid (aatomi põhi- või ergastatud olekus) ; Täpselt selline määratlus on antud mitmes keemia entsüklopeedias.
Küll aga on teada faktid, mis sellesse ei mahu lihtne diagramm. Seega võib paljudes ühendites (näiteks osoonis) elektronide paaris olla mitte kaks, vaid kolm tuuma; teistes molekulides saab keemilise sideme läbi viia ühe elektroniga. Selliseid seoseid on võimatu kirjeldada ilma kvantkeemia aparatuuri kasutamata. Kuidas saame näiteks määrata aatomite valentsi sellistes ühendites nagu pentaboraan B 5 H 9 ja muud sildsidemetega boraanid, milles vesinikuaatom on seotud korraga kahe booriaatomiga; ferrotseen Fe(C5H5)2 (+2 oksüdatsiooniastmega rauaaatom on seotud korraga 10 süsinikuaatomiga); raudpentakarbonüül Fe(CO) 5 (null oksüdatsiooniastmes olev rauaaatom on seotud viie süsinikuaatomiga); Naatriumpentakarbonüülkromaat Na 2 Cr(CO) 5 (kroom-2 oksüdatsiooniaste)? Sellised "mitteklassikalised" juhtumid pole sugugi erandlikud. Keemia arenedes muutusid sellised “valentsirikkujad” ja erinevate “eksootiliste valentsidega” ühendid aina enamaks.
Mõnest raskusest möödahiilimiseks anti definitsioon, mille kohaselt tuleb aatomi valentsi määramisel arvestada keemiliste sidemete moodustamisega seotud paaritute elektronide, üksikute elektronpaaride ja vabade orbitaalide koguarvu. Vabad orbitaalid on otseselt seotud doonor-aktseptor sidemete moodustumisega mitmesugustes kompleksühendites.
Üks järeldusi on see, et teooria arendamine ja uute eksperimentaalsete andmete hankimine viisid selleni, et katsed saavutada selget arusaamist valentsi olemusest jagasid selle kontseptsiooni mitmeks uueks mõisteks, nagu põhi- ja sekundaarne valents, iooniline valents ja kovalentsus, koordinatsiooniarv ja oksüdatsiooniaste jne. See tähendab, et "valentsuse" mõiste on "lõhenenud" mitmeks sõltumatuks kontseptsiooniks, millest igaüks töötab teatud piirkonnas. Ilmselt on traditsioonilisel valentsi mõistel selge ja ühemõtteline tähendus ainult nende ühendite puhul, milles kõik keemilised sidemed on kahetsentrilised (st ühendavad ainult kahte aatomit) ja iga side teostab kahe naaberaatomi vahel paiknev elektronide paar. teisisõnu - eest kovalentsed ühendid tüüpi HCl, CO 2, C 5 H 12 jne.
Teine järeldus ei ole täiesti tavaline: kuigi tänapäevases keemias kasutatakse terminit "valents", on katsed anda sellele üheselt mõistetav definitsioon "igaks juhuks" ei ole eriti tulemuslikud ja vaevalt vajalikud. Pole asjata, et paljude, eriti välismaal ilmunud õpikute autorid jätavad selle kontseptsiooni üldse ilma või piirduvad sellega, et „valentsi“ mõistel on peamiselt ajalooline tähtsus, samas kui praegu kasutavad keemikud peamiselt enamlevinud, kuigi mõnevõrra kunstlikku mõistet "oksüdatsioon".
Ilja Leenson
Et õppida koostama keemilised valemid tuleb välja selgitada mustrid, mille järgi on keemiliste elementide aatomid omavahel teatud proportsioonides seotud. Selleks võrdleme nende ühendite kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist, mille valemid on HCl, H 2 O, NH 3, CH 4 (joonis 12.1).
Need ained on kvalitatiivse koostise poolest sarnased: iga molekul sisaldab vesinikuaatomeid. Nende kvantitatiivne koostis ei ole aga sama. Kloori, hapniku, lämmastiku ja süsiniku aatomid on ühendatud vastavalt ühe, kahe, kolme ja nelja vesinikuaatomiga.
Seda mustrit märgati 11. sajandi alguses. J. Dalton. Aja jooksul avastas I. Ya, et suurim arv aatomeid, mis on ühendatud keemilise elemendi aatomiga, ei ületa teatud väärtust. 1858. aastal nimetas E. Frankland "sidestusjõuks" aatomite võimet siduda või asendada teatud arvu teisi aatomeid "valents"(alates lat. valentia -"jõud") pakkus 1868. aastal välja saksa keemik K. G. Wichelhaus.
Valents — üldine vara aatomid. See iseloomustab aatomite võimet üksteisega keemiliselt (valentsjõudude toimel) suhelda.
Paljude keemiliste elementide valents määrati katseandmete põhjal kvantitatiivsete ja kvaliteetne koostis ained. Valentsiühiku kohta vesinikuaatomi valents võeti vastu. Kui keemilise elemendi aatom on ühendatud kahe monovalentse aatomiga, on selle valents võrdne kahega. Kui see on ühendatud kolme monovalentse aatomiga, siis on see kolmevalentne jne.
Keemiliste elementide kõrgeim valentsväärtus on VIII .
Valentsi tähistatakse rooma numbritega. Tähistagem vaadeldavate ühendite valemites valentsi:
Teadlased avastasid ka, et erinevates ühendites on palju elemente erinevaid tähendusi valents. See tähendab, et seal on keemilised elemendid konstantse ja muutuv valents.
Kas valentsi on võimalik määrata keemilise elemendi asukoha järgi perioodilisustabelis? Elemendi maksimaalne valentsväärtus langeb kokku perioodilise tabeli rühma numbriga, milles see asub. Sellest hoolimata on erandeid - lämmastik, hapnik, fluor, vask ja mõned muud elemendid. Pea meeles: rühma numbrit tähistab rooma number perioodilisuse tabeli vastava vertikaalse veeru kohal.
|
Element |
Valents |
Element |
Valents |
|
Vesinik (H) |
Kaltsium (Ca) |
||
|
Naatrium (Na) |
Baarium (Ba) |
||
|
hapnik (O) |
|||
|
Berüllium (Be) |
Alumiinium (Al) |
||
|
Magneesium (Mg) |
|
Element |
Valents |
Element |
Valents |
|
raud (Fe) |
|||
|
Mangaan (Mg) |
|||
|
II, III, VI Materjal saidilt |
|||
|
Hõbe (Ag) |
Fosfor (P) |
||
|
Kuld (Au) |
Arseen (As) |
||
|
Süsinik (C) |
|||
|
Plii (Pb) |
Räni (Si) |
Sellel lehel on materjale järgmistel teemadel:
On elemente, mille valents on alati konstantne, ja neid on väga vähe. Kuid kõigil teistel elementidel on muutuv valentsus.
Rohkem õppetunde saidil
Teise monovalentse elemendi üks aatom ühineb monovalentse elemendi ühe aatomiga(HCl) . Kahevalentse elemendi aatom ühineb ühevalentse elemendi kahe aatomiga.(H2O) või üks kahevalentne aatom(CaO) . See tähendab, et elemendi valentsi saab esitada arvuna, mis näitab, kui mitme monovalentse elemendi aatomiga saab antud elemendi aatom ühineda. Elemendi võll on sidemete arv, mille aatom moodustab:
Na – monovalentne (üks side)
H – monovalentne (üks side)
O – kahevalentne (kaks sidet aatomi kohta)
S – kuuevalentne (moodustab kuus sidet naaberaatomitega)
Valentsuse määramise reeglid
elemendid ühendustes
1. Võll vesinik ekslikult I(ühik). Seejärel on vee H 2 O valemi kohaselt kaks vesinikuaatomit ühendatud ühe hapnikuaatomiga.
2. Hapnik selle ühendites on alati valents II. Seetõttu on ühendis CO 2 (süsinikdioksiid) sisalduva süsiniku valents IV.
3. Kõrgeim võll võrdne rühma number .
4. Madalaim valents on võrdne arvu 8 (rühmade arv tabelis) ja selle grupi numbri vahega, milles see element asub, st. 8 — N rühmad .
5. A-alarühmade metallide puhul on võll võrdne rühma numbriga.
6. Mittemetallidel on tavaliselt kaks valentsi: kõrgem ja madalam.
Piltlikult öeldes on võll nende “käte” arv, millega aatom klammerdub teiste aatomite külge. Loomulikult pole aatomitel "käsi"; nende rolli täidavad nn. valentselektronid.
Võite seda öelda erinevalt: on antud elemendi aatomi võime siduda teatud arvu teisi aatomeid.
Järgmisi põhimõtteid tuleb selgelt mõista:
On püsiva valentsiga elemente (mida on suhteliselt vähe) ja muutuva valentsiga elemente (millest suurem osa on).
Pideva valentsiga elemente tuleb meeles pidada.