Die vlak van kennis oor die struktuur van atome en molekules in die 19de eeu het nie toegelaat om die rede waarom atome 'n sekere aantal bindings met ander deeltjies vorm, te verduidelik nie. Maar die idees van wetenskaplikes was hul tyd vooruit, en valensie word steeds bestudeer as een van die basiese beginsels van chemie.
Uit die geskiedenis van die konsep van "valensie van chemiese elemente"
Die uitstaande Engelse chemikus van die 19de eeu Edward Frankland het die term "binding" in wetenskaplike gebruik bekendgestel om die proses van interaksie van atome met mekaar te beskryf. Die wetenskaplike het opgemerk dat sommige chemiese elemente verbindings met dieselfde aantal ander atome vorm. Stikstof heg byvoorbeeld drie waterstofatome in die ammoniakmolekule.
In Mei 1852 het Frankland veronderstel dat daar 'n spesifieke aantal chemiese bindings is wat 'n atoom met ander klein deeltjies materie kan vorm. Frankland het die frase "verbindingskrag" gebruik om te beskryf wat later valensie genoem sou word. Die Britse chemikus het bepaal hoeveelchemiese bindings vorm atome van individuele elemente wat in die middel van die 19de eeu bekend was. Frankland se werk was 'n belangrike bydrae tot moderne struktuurchemie.
Ontwikkeling van houdings
Duitse chemikus F. A. Kekule het in 1857 bewys dat koolstof 'n tetrabasiese een is. In sy eenvoudigste verbinding - metaan - is daar bindings met 4 waterstofatome. Die wetenskaplike het die term "basiciteit" gebruik om die eienskap van elemente aan te dui om 'n streng gedefinieerde aantal ander deeltjies te heg. In Rusland is data oor die struktuur van materie gesistematiseer deur A. M. Butlerov (1861). Die teorie van chemiese binding het verdere ontwikkeling gekry danksy die leerstelling van die periodieke verandering in die eienskappe van elemente. Die skrywer daarvan is nog 'n uitstekende Russiese chemikus, D. I. Mendeleev. Hy het bewys dat die valensie van chemiese elemente in verbindings en ander eienskappe te wyte is aan die posisie wat hulle in die periodieke stelsel inneem.
Grafiese voorstelling van valensie en chemiese binding
Die moontlikheid van 'n visuele voorstelling van molekules is een van die ongetwyfelde voordele van die teorie van valensie. Die eerste modelle het in die 1860's verskyn, en sedert 1864 word struktuurformules gebruik, wat sirkels is met 'n chemiese teken binne. Tussen die simbole van atome dui 'n strepie 'n chemiese binding aan, en die aantal van hierdie lyne is gelyk aan die waarde van die valensie. In dieselfde jare is die eerste bal-en-stok-modelle gemaak (sien foto links). In 1866 het Kekule 'n stereochemiese tekening van die atoom voorgestel.koolstof in die vorm van 'n tetraëder, wat hy in sy handboek Organic Chemistry ingesluit het.
Die valensie van chemiese elemente en die ontstaan van bindings is bestudeer deur G. Lewis, wat sy werke in 1923 gepubliseer het ná die ontdekking van die elektron. Dit is die naam van die kleinste negatief gelaaide deeltjies wat deel is van die atome se doppe. Lewis het in sy boek die kolletjies om die vier kante van die chemiese element simbool gebruik om valenselektrone voor te stel.
Valency vir waterstof en suurstof
Voor die skepping van die periodieke stelsel is die valensie van chemiese elemente in verbindings gewoonlik vergelyk met daardie atome waarvoor dit bekend is. Waterstof en suurstof is as standaarde gekies. Nog 'n chemiese element het 'n sekere aantal H- en O-atome aangetrek of vervang.
Op hierdie manier is eienskappe bepaal in verbindings met eenwaardige waterstof (die valensie van die tweede element word met 'n Romeinse syfer aangedui):
- HCl - chloor (I):
- H2O - suurstof (II);
- NH3 - stikstof (III);
- CH4 - koolstof (IV).
In oksiede K2O, CO, N2O3, SiO 2, SO3 het die suurstofvalensie van metale en nie-metale bepaal deur die aantal bygevoegde O-atome te verdubbel. Die volgende waardes is verkry: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).
Hoe om die valensie van chemiese elemente te bepaal
Daar is reëlmatighede in die vorming van 'n chemiese binding wat gewone elektroniese betrekpaartjies:
- Tipiese waterstofvalensie is I.
- Gewone suurstofvalensie - II.
- Vir nie-metaalelemente kan die laagste valensie bepaal word deur die formule 8 - die nommer van die groep waarin hulle in die periodieke stelsel geleë is. Die hoogste, indien moontlik, word deur die groepnommer bepaal.
- Vir elemente van sekondêre subgroepe is die maksimum moontlike valensie dieselfde as hul groepnommer in die periodieke tabel.
Bepaling van die valensie van chemiese elemente volgens die formule van die verbinding word uitgevoer met behulp van die volgende algoritme:
- Skryf die bekende waarde vir een van die elemente bo die chemiese teken. Byvoorbeeld, in Mn2O7 is die suurstofvalensie II.
- Bereken die totale waarde waarvoor jy die valensie moet vermenigvuldig met die aantal atome van dieselfde chemiese element in die molekule: 27=14.
- Bepaal die valensie van die tweede element waarvoor dit onbekend is. Deel die waarde wat in stap 2 verkry is deur die aantal Mn-atome in die molekule.
- 14: 2=7. Die valensie van mangaan in sy hoër oksied is VII.
Konstante en veranderlike valensie
Valensiewaardes vir waterstof en suurstof verskil. Byvoorbeeld, swael in die verbinding H2S is tweewaardig, en in die formule SO3 is dit seswaardig. Koolstof vorm monooksied CO en dioksied CO2 met suurstof. In die eerste verbinding is die valensie van C II, en in die tweede, IV. Dieselfde waarde in metaan CH4.
Meesteelemente vertoon nie 'n konstante nie, maar 'n veranderlike valensie, byvoorbeeld fosfor, stikstof, swael. Die soeke na die hoofoorsake van hierdie verskynsel het gelei tot die ontstaan van chemiese bindingsteorieë, idees oor die valensieskil van elektrone en molekulêre orbitale. Die bestaan van verskillende waardes van dieselfde eienskap is verduidelik vanuit die oogpunt van die struktuur van atome en molekules.
Moderne idees oor valensie
Alle atome bestaan uit 'n positiewe kern omring deur negatief gelaaide elektrone. Die buitenste dop wat hulle vorm is onvoltooid. Die voltooide struktuur is die mees stabiele, met 8 elektrone ('n oktet). Die ontstaan van 'n chemiese binding as gevolg van gemeenskaplike elektronpare lei tot 'n energeties gunstige toestand van atome.
Die reël vir die vorming van verbindings is die voltooiing van die dop deur elektrone te aanvaar of ongepaarde weg te gee – afhangend van watter proses makliker is. As 'n atoom voorsiening maak vir die vorming van 'n chemiese binding negatiewe deeltjies wat nie 'n paar het nie, dan vorm dit soveel bindings as wat dit ongepaarde elektrone het. Volgens moderne konsepte is die valensie van atome van chemiese elemente die vermoë om 'n sekere aantal kovalente bindings te vorm. Byvoorbeeld, in 'n waterstofsulfiedmolekule H2S, verkry swael valensie II (–), aangesien elke atoom deelneem aan die vorming van twee elektronpare. Die "–" teken dui die aantrekking van 'n elektronpaar na 'n meer elektronegatiewe element aan. Vir 'n minder elektronegatiewe een word "+" by die valensiewaarde gevoeg
Met die skenker-aanvaardermeganisme neem elektronpare van een element en vrye valensorbitale van 'n ander element deel aan die proses.
Afhanklikheid van valensie van die struktuur van die atoom
Kom ons kyk na die voorbeeld van koolstof en suurstof, hoe die valensie van chemiese elemente afhang van die struktuur van die stof. Die periodieke tabel gee 'n idee van die hoofkenmerke van die koolstofatoom:
- chemiese teken - C;
- elementnommer - 6;
- kernheffing - +6;
- protone in die kern - 6;
- elektrone - 6, insluitend 4 eksternes, waarvan 2 'n paar vorm, 2 is ongepaard.
As 'n koolstofatoom in CO-monoksied twee bindings vorm, dan kom net 6 negatiewe deeltjies tot sy gebruik. Om 'n oktet te verkry, is dit nodig dat die pare 4 eksterne negatiewe deeltjies vorm. Koolstof het valensie IV (+) in dioksied en IV (–) in metaan.
Ordinale getal suurstof is 8, die valensdop bestaan uit ses elektrone, 2 van hulle vorm nie pare nie en neem deel aan chemiese binding en interaksie met ander atome. 'n Tipiese suurstofvalensie is II (–).
Valency en oksidasietoestand
In baie gevalle is dit geriefliker om die konsep van "oksidasietoestand" te gebruik. Dit is die naam wat gegee word aan die lading van 'n atoom wat dit sou verkry as al die bindingselektrone oorgedra word na 'n element wat 'n hoër waarde van elektronegatiwiteit (EO) het. Die oksidasiegetal in 'n eenvoudige stof isnul. Die “–”-teken word by die oksidasietoestand van die meer EO-element gevoeg, die “+”-teken word by die minder elektronegatiewe een gevoeg. Byvoorbeeld, vir metale van die hoofsubgroepe, is oksidasietoestande en ioonladings tipies, gelyk aan die groepnommer met 'n "+"-teken. In die meeste gevalle is die valensie en oksidasietoestand van atome in dieselfde verbinding numeries dieselfde. Slegs wanneer daar interaksie met meer elektronegatiewe atome is, is die oksidasietoestand positief, met elemente waarin die EO laer is, is dit negatief. Die konsep van "valensie" word dikwels net op stowwe met 'n molekulêre struktuur toegepas.
