Kunskapsnivån om strukturen hos atomer och molekyler under 1800-talet gjorde det inte möjligt att förklara orsaken till att atomer bildar ett visst antal bindningar med andra partiklar. Men forskarnas idéer var före sin tid, och valens studeras fortfarande som en av kemins grundläggande principer.
Från historien om begreppet "kemiska grundämnens valens"
Den enastående engelske kemisten på 1800-talet Edward Frankland introducerade termen "bindning" i vetenskapligt bruk för att beskriva processen för interaktion mellan atomer med varandra. Forskaren märkte att vissa kemiska grundämnen bildar föreningar med samma antal andra atomer. Till exempel binder kväve tre väteatomer i ammoniakmolekylen.
I maj 1852 antog Frankland att det fanns ett specifikt antal kemiska bindningar som en atom kunde bilda med andra små partiklar av materia. Frankland använde frasen "anslutande kraft" för att beskriva vad som senare skulle kallas valens. Den brittiske kemisten bestämde hur mycketkemiska bindningar bildar atomer av enskilda grundämnen kända i mitten av 1800-talet. Franklands arbete var ett viktigt bidrag till modern strukturkemi.
Utveckla attityder
Tyska kemisten F. A. Kekule bevisade 1857 att kol är tetrabasiskt. I sin enklaste förening - metan - finns bindningar med 4 väteatomer. Forskaren använde termen "basicitet" för att beteckna elementens egenskap att fästa ett strikt definierat antal andra partiklar. I Ryssland systematiserades data om materiens struktur av A. M. Butlerov (1861). Teorin om kemisk bindning fick ytterligare utveckling tack vare läran om den periodiska förändringen av elementens egenskaper. Dess författare är en annan framstående rysk kemist, D. I. Mendeleev. Han bevisade att valensen av kemiska grundämnen i föreningar och andra egenskaper beror på den position de intar i det periodiska systemet.
Grafisk representation av valens och kemisk bindning
Möjligheten till en visuell representation av molekyler är en av de otvivelaktiga fördelarna med valensteorin. De första modellerna dök upp på 1860-talet och sedan 1864 har strukturformler använts, som är cirklar med ett kemiskt tecken inuti. Mellan symbolerna för atomer indikerar ett streck en kemisk bindning, och antalet av dessa linjer är lika med värdet på valensen. Samma år tillverkades de första ball-and-stick-modellerna (se bilden till vänster). 1866 föreslog Kekule en stereokemisk ritning av atomen.kol i form av en tetraeder, som han inkluderade i sin lärobok Organic Chemistry.
Kemiska grundämnens valens och uppkomsten av bindningar studerades av G. Lewis, som publicerade sina verk 1923 efter upptäckten av elektronen. Detta är namnet på de minsta negativt laddade partiklarna som ingår i atomernas skal. I sin bok använde Lewis prickarna runt de fyra sidorna av den kemiska elementsymbolen för att representera valenselektroner.
Valens för väte och syre
Före skapandet av det periodiska systemet jämfördes vanligtvis valensen av kemiska grundämnen i föreningar med de atomer som den är känd för. Väte och syre valdes som standard. Ett annat kemiskt element attraherade eller ersatte ett visst antal H- och O-atomer.
På detta sätt bestämdes egenskaper i föreningar med envärt väte (valensen för det andra elementet anges med en romersk siffra):
- HCl - klor (I):
- H2O - oxygen (II);
- NH3 - kväve (III);
- CH4 - kol (IV).
In oxider K2O, CO, N2O3, SiO 2, SO3 bestämde syrevalensen för metaller och icke-metaller genom att fördubbla antalet tillsatta O-atomer. Följande värden erhölls: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).
Hur man bestämmer valensen av kemiska element
Det finns regelbundenheter i bildandet av en kemisk bindning som involverar vanlig elektroniskpar:
- Typisk vätevalens är I.
- Vanlig syrevalens - II.
- För icke-metalliska grundämnen kan den lägsta valensen bestämmas med formeln 8 - numret på gruppen där de finns i det periodiska systemet. Det högsta, om möjligt, bestäms av gruppnumret.
- För element i sekundära undergrupper är den högsta möjliga valensen densamma som deras gruppnummer i det periodiska systemet.
Bestämning av valensen av kemiska grundämnen enligt formeln för föreningen utförs med hjälp av följande algoritm:
- Skriv det kända värdet för ett av elementen ovanför det kemiska tecknet. Till exempel, i Mn2O7 är syrevalensen II.
- Beräkna det totala värdet för vilket du måste multiplicera valensen med antalet atomer av samma kemiska element i molekylen: 27=14.
- Bestämma valensen för det andra elementet för vilket det är okänt. Dividera värdet som erhålls i steg 2 med antalet Mn-atomer i molekylen.
- 14: 2=7. Valensen för mangan i dess högre oxid är VII.
Konstant och variabel valens
Valensvärden för väte och syre är olika. Till exempel är svavel i föreningen H2S bivalent, och i formeln SO3 är det sexvärt. Kol bildar monooxid CO och dioxid CO2 med syre. I den första föreningen är valensen för C II och i den andra IV. Samma värde i metan CH4.
Mostelement uppvisar inte en konstant, utan en variabel valens, till exempel fosfor, kväve, svavel. Sökandet efter huvudorsakerna till detta fenomen ledde till uppkomsten av teorier om kemiska bindningar, idéer om elektroners valensskal och molekylära orbitaler. Förekomsten av olika värden av samma egenskap förklarades utifrån atomernas och molekylernas struktur.
Moderna idéer om valens
Alla atomer består av en positiv kärna omgiven av negativt laddade elektroner. Det yttre skalet som de bildar är ofärdigt. Den färdiga strukturen är den mest stabila och innehåller 8 elektroner (en oktett). Uppkomsten av en kemisk bindning på grund av vanliga elektronpar leder till ett energetiskt gynnsamt tillstånd av atomer.
Regeln för bildandet av föreningar är komplettering av skalet genom att acceptera elektroner eller ge bort oparade - beroende på vilken process som är lättare. Om en atom sörjer för bildandet av en kemisk bindning negativa partiklar som inte har ett par, så bildar den lika många bindningar som den har oparade elektroner. Enligt moderna begrepp är valensen av atomer av kemiska element förmågan att bilda ett visst antal kovalenta bindningar. Till exempel, i en vätesulfidmolekyl H2S, får svavel valens II (–), eftersom varje atom deltar i bildandet av två elektronpar. Tecknet "–" indikerar attraktionen av ett elektronpar till ett mer elektronegativt element. För en mindre elektronegativ läggs "+" till valensvärdet.
Med donator-acceptor-mekanismen deltar elektronpar av ett element och fria valensorbitaler för ett annat element i processen.
Valensberoende på atomens struktur
Låt oss titta på exemplet med kol och syre, hur valensen av kemiska element beror på ämnets struktur. Det periodiska systemet ger en uppfattning om kolatomens huvudsakliga egenskaper:
- kemiskt tecken - C;
- elementnummer - 6;
- kärnladdning - +6;
- protoner i kärnan - 6;
- elektroner - 6, inklusive 4 externa, varav 2 bildar ett par, 2 är oparade.
Om en kolatom i CO-monoxid bildar två bindningar, kommer endast 6 negativa partiklar till användning. För att förvärva en oktett är det nödvändigt att paren bildar 4 externa negativa partiklar. Kol har valens IV (+) i dioxid och IV (–) i metan.
Ordin alt antal syre är 8, valensskalet består av sex elektroner, 2 av dem bildar inte par och deltar i kemisk bindning och interaktion med andra atomer. En typisk syrevalens är II (–).
Valens och oxidationstillstånd
I många fall är det bekvämare att använda begreppet "oxidationstillstånd". Detta är namnet på laddningen av en atom som den skulle förvärva om alla bindningselektroner överfördes till ett grundämne som har ett högre värde på elektronegativitet (EO). Oxidationstalet i ett enkelt ämne ärnoll. Tecknet "–" läggs till oxidationstillståndet för elementet med mer EO, tecknet "+" läggs till det mindre elektronegativa. Till exempel, för metaller i huvudundergrupperna, är oxidationstillstånd och jonladdningar typiska, lika med gruppnumret med ett "+"-tecken. I de flesta fall är valensen och oxidationstillståndet för atomer i samma förening numeriskt desamma. Endast när man interagerar med fler elektronegativa atomer är oxidationstillståndet positivt, med element där EO är lägre är det negativt. Begreppet "valens" appliceras ofta bara på ämnen med en molekylär struktur.
