Kunnskapsnivået om strukturen til atomer og molekyler på 1800-tallet tillot ikke å forklare årsaken til at atomer danner et visst antall bindinger med andre partikler. Men ideene til forskere var forut for sin tid, og valens studeres fortsatt som et av kjemiens grunnleggende prinsipper.
Fra historien til konseptet "valens av kjemiske elementer"
Den fremragende engelske kjemikeren på 1800-tallet Edward Frankland introduserte begrepet "binding" i vitenskapelig bruk for å beskrive prosessen med interaksjon mellom atomer med hverandre. Forskeren la merke til at noen kjemiske elementer danner forbindelser med samme antall andre atomer. Nitrogen fester for eksempel tre hydrogenatomer i ammoniakkmolekylet.
I mai 1852 antok Frankland at det var et spesifikt antall kjemiske bindinger som et atom kunne danne med andre små partikler av materie. Frankland brukte uttrykket "forbindelseskraft" for å beskrive det som senere skulle bli k alt valens. Den britiske kjemikeren bestemte hvor myekjemiske bindinger danner atomer av individuelle grunnstoffer kjent på midten av 1800-tallet. Franklands arbeid var et viktig bidrag til moderne strukturkjemi.
Utvikle holdninger
Tysk kjemiker F. A. Kekule beviste i 1857 at karbon er tetrabasisk. I sin enkleste forbindelse - metan - er det bindinger med 4 hydrogenatomer. Forskeren brukte begrepet "grunnleggende" for å betegne egenskapen til elementer for å feste et strengt definert antall andre partikler. I Russland ble data om materiens struktur systematisert av A. M. Butlerov (1861). Teorien om kjemisk binding fikk videre utvikling takket være læren om den periodiske endringen i elementenes egenskaper. Forfatteren er en annen fremragende russisk kjemiker, D. I. Mendeleev. Han beviste at valensen til kjemiske elementer i forbindelser og andre egenskaper skyldes posisjonen de inntar i det periodiske systemet.
Grafisk representasjon av valens og kjemisk binding
Muligheten for en visuell representasjon av molekyler er en av de utvilsomme fordelene med valensteorien. De første modellene dukket opp på 1860-tallet, og siden 1864 har det blitt brukt strukturformler, som er sirkler med et kjemisk tegn inni. Mellom symbolene på atomer indikerer en strek en kjemisk binding, og antallet av disse linjene er lik verdien av valensen. I de samme årene ble de første ball-and-stick-modellene laget (se bildet til venstre). I 1866 foreslo Kekule en stereokjemisk tegning av atomet.karbon i form av et tetraeder, som han inkluderte i læreboken Organic Chemistry.
Valensen til kjemiske elementer og fremveksten av bindinger ble studert av G. Lewis, som publiserte sine arbeider i 1923 etter oppdagelsen av elektronet. Dette er navnet på de minste negativt ladede partiklene som er en del av skallene til atomer. I boken sin brukte Lewis prikkene rundt de fire sidene av det kjemiske elementsymbolet for å representere valenselektroner.
Valens for hydrogen og oksygen
Før opprettelsen av det periodiske systemet ble valensen til kjemiske elementer i forbindelser vanligvis sammenlignet med de atomene den er kjent for. Hydrogen og oksygen ble valgt som standard. Et annet kjemisk grunnstoff tiltrakk eller erstattet et visst antall H- og O-atomer.
På denne måten ble egenskaper bestemt i forbindelser med monovalent hydrogen (valensen til det andre grunnstoffet er angitt med et romertall):
- HCl - klor (I):
- H2O - oksygen (II);
- NH3 - nitrogen (III);
- CH4 - karbon (IV).
In oksider K2O, CO, N2O3, SiO 2, SO3 bestemte oksygenvalensen til metaller og ikke-metaller ved å doble antallet tilsatte O-atomer. Følgende verdier ble oppnådd: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).
Hvordan bestemme valensen til kjemiske elementer
Det er regelmessigheter i dannelsen av en kjemisk binding som involverer vanlig elektroniskpar:
- Typisk hydrogenvalens er I.
- Vanlig oksygenvalens - II.
- For ikke-metalliske grunnstoffer kan den laveste valensen bestemmes av formelen 8 - nummeret på gruppen de befinner seg i i det periodiske systemet. Det høyeste, hvis mulig, bestemmes av gruppenummeret.
- For elementer av sekundære undergrupper er den maksim alt mulige valensen den samme som deres gruppenummer i det periodiske systemet.
Bestemmelse av valensen til kjemiske elementer i henhold til formelen til forbindelsen utføres ved bruk av følgende algoritme:
- Skriv den kjente verdien for ett av elementene over det kjemiske tegnet. For eksempel, i Mn2O7 er oksygenvalensen II.
- Beregn den totale verdien som du må multiplisere valensen for med antall atomer av det samme kjemiske elementet i molekylet: 27=14.
- Bestem valensen til det andre elementet som det er ukjent for. Del verdien oppnådd i trinn 2 med antall Mn-atomer i molekylet.
- 14: 2=7. Valensen til mangan i dets høyere oksid er VII.
Konstant og variabel valens
Valensverdier for hydrogen og oksygen er forskjellige. For eksempel er svovel i forbindelsen H2S bivalent, og i formelen SO3 er det seksverdig. Karbon danner monoksid CO og dioksid CO2 med oksygen. I den første forbindelsen er valensen til C II, og i den andre, IV. Samme verdi i metan CH4.
Mostelementer viser ikke en konstant, men en variabel valens, for eksempel fosfor, nitrogen, svovel. Jakten på hovedårsakene til dette fenomenet førte til fremveksten av kjemiske bindingsteorier, ideer om valensskallet til elektroner og molekylære orbitaler. Eksistensen av forskjellige verdier av samme egenskap ble forklart ut fra et synspunkt om strukturen til atomer og molekyler.
Moderne ideer om valens
Alle atomer består av en positiv kjerne omgitt av negativt ladede elektroner. Det ytre skallet de danner er uferdig. Den ferdige strukturen er den mest stabile, og inneholder 8 elektroner (en oktett). Fremveksten av en kjemisk binding på grunn av vanlige elektronpar fører til en energimessig gunstig tilstand av atomer.
Regelen for dannelsen av forbindelser er fullføringen av skallet ved å akseptere elektroner eller gi bort uparrede - avhengig av hvilken prosess som er lettere. Hvis et atom sørger for dannelsen av en kjemisk binding negative partikler som ikke har et par, danner det like mange bindinger som det har uparrede elektroner. I følge moderne konsepter er valensen til atomer av kjemiske elementer evnen til å danne et visst antall kovalente bindinger. For eksempel, i et hydrogensulfidmolekyl H2S, får svovel valens II (–), siden hvert atom deltar i dannelsen av to elektronpar. "–"-tegnet indikerer tiltrekningen av et elektronpar til et mer elektronegativt element. For en mindre elektronegativ, legges "+" til valensverdien.
Med donor-akseptormekanismen deltar elektronpar av ett element og frie valensorbitaler til et annet element i prosessen.
Valensavhengighet av strukturen til atomet
La oss se på eksemplet med karbon og oksygen, hvordan valensen til kjemiske elementer avhenger av strukturen til stoffet. Det periodiske systemet gir en ide om hovedkarakteristikkene til karbonatomet:
- kjemisk tegn - C;
- elementnummer - 6;
- kjernelading - +6;
- protoner i kjernen - 6;
- elektroner - 6, inkludert 4 eksterne, hvorav 2 danner et par, 2 er uparrede.
Hvis et karbonatom i CO-monoksid danner to bindinger, kommer bare 6 negative partikler til bruk. For å skaffe en oktett er det nødvendig at parene danner 4 eksterne negative partikler. Karbon har valens IV (+) i dioksid og IV (–) i metan.
Ordin alt antall oksygen er 8, valensskallet består av seks elektroner, 2 av dem danner ikke par og tar del i kjemisk binding og interaksjon med andre atomer. En typisk oksygenvalens er II (–).
Valens og oksidasjonstilstand
I mange tilfeller er det mer praktisk å bruke begrepet "oksidasjonstilstand". Dette er navnet gitt til ladningen til et atom som det ville oppnå hvis alle bindingselektronene ble overført til et grunnstoff som har en høyere verdi av elektronegativitet (EO). Oksydasjonstallet i et enkelt stoff ernull. "–"-tegnet legges til oksidasjonstilstanden til det mer EO-elementet, "+"-tegnet legges til det mindre elektronegative. For metaller i hovedundergruppene er for eksempel oksidasjonstilstander og ioneladninger typiske, lik gruppenummeret med et "+"-tegn. I de fleste tilfeller er valensen og oksidasjonstilstanden til atomer i samme forbindelse numerisk de samme. Bare ved interaksjon med flere elektronegative atomer er oksidasjonstilstanden positiv, med elementer der EO er lavere, er den negativ. Begrepet "valens" brukes ofte bare på stoffer med en molekylær struktur.
