Junginio elemento valentingumo samprata. Cheminių elementų atomų valentingumo galimybės

Cheminė formulė atspindi cheminio junginio arba paprastos medžiagos sudėtį (struktūrą). Pavyzdžiui, H 2 O – du vandenilio atomai yra prijungti prie deguonies atomo. Cheminėse formulėse taip pat yra informacijos apie medžiagos struktūrą: pavyzdžiui, Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - šios formulės nurodo kai kurias stabilias grupes (OH, SO 4), kurios yra medžiagos dalis - jos molekulė, formulė arba struktūrinis vienetas (PU arba CE).

Molekulinė formulė nurodo kiekvieno elemento atomų skaičių molekulėje. Molekulinė formulė apibūdina tik molekulinę struktūrą turinčias medžiagas (dujas, skysčius ir kai kurias kietąsias medžiagas). Atominės arba joninės struktūros medžiagos sudėtį galima apibūdinti tik formulės vienetų simboliais.

Formulės vienetai nurodyti paprasčiausią santykį tarp skirtingų elementų atomų skaičiaus medžiagoje. Pavyzdžiui, benzeno formulės vienetas yra  CH, molekulinė formulė yra  C 6 H 6.

Struktūrinė (grafinė) formulė nurodo atomų jungimosi tvarką molekulėje (taip pat ir PU bei CE) ir ryšių tarp atomų skaičių.

Svarstant tokias formules kilo mintis valencijos(valentia - stiprumas) - kalbant apie tam tikro elemento atomo gebėjimą prijungti prie savęs tam tikrą skaičių kitų atomų. Galima išskirti tris valentingumo tipus: stechiometrinį (įskaitant oksidacijos būseną), struktūrinį ir elektroninį.

Stechiometrinis valentingumas. Kiekybinis požiūris į valentingumo apibrėžimą tapo įmanomas nustačius „ekvivalento“ sąvoką ir jos apibrėžimą pagal ekvivalentų dėsnį. Remdamiesi šiomis sąvokomis, galite pristatyti idėją stechiometrinis valentingumas yra ekvivalentų, kuriuos galima prijungti prie savęs, skaičius duotas atomas, arba - ekvivalentų skaičius atome. Ekvivalentai nustatomi pagal vandenilio atomų skaičių, tada V stx iš tikrųjų reiškia vandenilio atomų (arba lygiaverčių dalelių), su kuriais šis atomas sąveikauja, skaičių.

V stx = Z B arba V stx =. (1.1)

Pavyzdžiui, esant SO 3 ( S = +6), Z B (S) yra 6 V stx (S) = 6.

Vandenilio ekvivalentas yra 1, todėl toliau pateiktų junginių elementams ZB (Cl) = 1, ZB (O) = 2, ZB (N) = 3 ir ZB (C) = 4. Stechiometrinis valentingumas paprastai žymimas romėniškais skaitmenimis:

I I I II III I IV I

HCl, H2O, NH3, CH4.

Tais atvejais, kai elementas nesijungia su vandeniliu, norimo elemento valentingumas nustatomas pagal elementą, kurio valentingumas yra žinomas. Dažniausiai jį randa deguonis, nes jo valentingumas junginiuose paprastai yra du. Pavyzdžiui, jungtyse:

II II III II IV II

CaO Al 2 O 3 CO 2.

Nustatant elemento stechiometrinį valentingumą pagal dvejetainio junginio formulę, reikia atsiminti, kad vieno elemento visų atomų suminis valentingumas turi būti lygus viso kito elemento visų atomų bendrajam valentui.

Žinodami elementų valentiškumą, galite sudaryti cheminę medžiagos formulę. Sudarant chemines formules galima laikytis šios procedūros:

1. Prie junginį sudarančių elementų cheminių simbolių parašykite: KO AlCl AlO;

2. Virš simbolių cheminiai elementai padėkite savo valentą:

I II III I III II

3. Naudodami aukščiau suformuluotą taisyklę, nustatykite mažiausią bendrą skaičių kartotinį, išreiškiantį abiejų elementų (atitinkamai 2, 3 ir 6) stechiometrinį valentingumą.

Mažiausiąjį bendrąjį kartotinį padalijus iš atitinkamo elemento valentingumo, gaunami indeksai:

I II III I III II

K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3.

1 pavyzdys. Sudarykite chloro oksido formulę, žinodami, kad jame esantis chloras yra hepvalentinis, o deguonis – dvivalentis.

Sprendimas. Randame mažiausią skaičių 2 ir 7 kartotinį – jis yra 14. Mažiausiąjį bendrąjį kartotinį padalijus iš atitinkamo elemento stechiometrinio valentingumo, randame indeksus: chloro atomams 14/7 = 2, deguonies atomams 14/2 = 7.

Oksido formulė yra -Cl2O7.

Oksidacijos būsena taip pat apibūdina medžiagos sudėtį ir yra lygus stechiometriniam valentui su pliuso ženklu (metalui ar daugiau elektroteigiamų elementų molekulėje) arba minusu.

 = ± V stx. (1.2)

w apibrėžiamas per V stx, taigi per ekvivalentą, ir tai reiškia, kad w (H) = ± 1; be to, empiriškai galime rasti w visų kitų elementų įvairūs ryšiai... Ypač svarbu, kad kai kurių elementų oksidacijos būsena visada arba beveik visada būtų pastovi.

Naudinga atsiminti šias oksidacijos būsenų nustatymo taisykles.

1. w (Н) = ± 1 (. W = +1 Н 2 О, НCl;. W = –1 NaH, CaH 2);

2. F(fluoras) visuose junginiuose turi w = –1, kiti halogenai su metalais, vandenilis ir kiti elektropozityvesni elementai taip pat turi w = –1.

3. Deguonis įprastuose junginiuose turi. w = –2 (išimtis yra vandenilio peroksidas ir jo dariniai - Н 2 О 2 arba BaO 2, kuriuose deguonies oksidacijos būsena yra –1, taip pat deguonies fluoridas OF 2, kuriame deguonies oksidacijos būsena yra +2 ).

4. Šarminių (Li - Fr) ir šarminių žemių (Ca - Ra) metalų oksidacijos būsena visada yra lygi grupės skaičiui, tai yra atitinkamai +1 ir +2;

5. Al, Ga, In, Sc, Y, La ir lantanidai (išskyrus Ce) - w = +3.

6. Aukščiausia elemento oksidacijos laipsnis lygi periodinės sistemos grupės numeriui, o mažiausia = (grupės numeris - 8). Pavyzdžiui, didžiausias w (S) = +6 SO 3, mažiausias w = -2 H 2 S.

7. Oksidacijos būsenos paprastos medžiagos imamas lygus nuliui.

8. Jonų oksidacijos būsenos lygios jų krūviams.

9. Junginyje esančių elementų oksidacijos būsenos kompensuoja viena kitą taip, kad jų suma visiems molekulės ar neutralios formulės vieneto atomams būtų lygi nuliui, o jonui – jo krūvis. Tai gali būti naudojama nustatant nežinomas oksidacijos būsenas iš žinomų ir formuojant daugiaelementinius junginius.

2 pavyzdys. Nustatykite chromo oksidacijos laipsnį K 2 CrO 4 druskoje ir Cr 2 O 7 2 - jone.

Sprendimas. Priimame w (K) = +1; w (O) = -2. Struktūriniam vienetui K 2 CrO 4 turime:

2 . (+1) + X + 4 . (-2) = 0, taigi X = w (Cr) = +6.

Jonui Cr 2 O 7 2 - turime: 2 . X + 7 . (-2) = -2, X = w (Cr) = +6.

Tai reiškia, kad chromo oksidacijos laipsnis abiem atvejais yra vienodas.

3 pavyzdys. Nustatykite fosforo oksidacijos laipsnį junginiuose P 2 O 3 ir PH 3.

Sprendimas. Junginyje P 2 O 3 w (O) = -2. Remdamiesi tuo, kad molekulės oksidacijos būsenų algebrinė suma turi būti lygi nuliui, randame fosforo oksidacijos būseną: 2. X + 3. (-2) = 0, taigi X = w (P) = +3.

Junginyje PH 3 w (H) = +1, taigi X + 3. (+ 1) = 0. X = w (P) = -3.

4 pavyzdys. Užrašykite oksidų formules, kurias galima gauti termiškai skaidant šiuos hidroksidus:

H2SiO3; Fe(OH)3; H3 AsO4; H2WO4; Cu (OH) 2.

Sprendimas. H 2 SiO 3 -nustatykite silicio oksidacijos laipsnį: w (H) = + 1, w (O) = -2, taigi: 2. (+1) + X + 3. (-2) = 0.w (Si) = X = +4. Sudarome oksido-SiO 2 formulę.

Fe (OH) 3 -hidrokso grupės krūvis yra -1, todėl w (Fe) = +3 ir atitinkamo oksido formulė yra Fe 2 O 3.

H 3 AsO 4 - arseno oksidacijos laipsnis rūgštyje: 3. (+1) + X + 4. (-2) = 0. X = w (As) = +5. Taigi oksido formulė yra As 2 O 5.

H 2 WO 4 -w (W) rūgštyje yra +6, taigi atitinkamo oksido formulė yra WO 3.

Cu (OH) 2 - kadangi yra dvi hidrokso grupės, kurių krūvis yra -1, todėl w (Cu) = +2, o oksido formulė yra -CuO.

Dauguma elementų turi keletą oksidacijos būsenų.

Apsvarstykite, kaip naudoti lentelę D.I. Mendelejevo, galima nustatyti pagrindines elementų oksidacijos būsenas.

Stabilios oksidacijos būsenos pagrindinių pogrupių elementai galima nustatyti pagal šias taisykles:

1. I-III grupių elementai turi tik oksidacijos būsenas – teigiamas ir savo dydžiu prilygsta grupės skaičiams (išskyrus talį, kurio w = +1 ir +3).

IV-VI grupių elementams, be teigiamos oksidacijos būsenos, atitinkančios grupės numerį, ir neigiamos, lygios skirtumui tarp skaičiaus 8 ir grupės skaičiaus, yra ir tarpinės oksidacijos būsenos, kurios paprastai skiriasi nuo kiekvienos. kiti po 2 vnt. IV grupei oksidacijos laipsniai yra atitinkamai +4, +2, -2, -4; V grupės elementams atitinkamai -3, -1 +3 +5; o VI grupei - +6, +4, -2.

3. VII grupės elementai turi visas oksidacijos būsenas nuo +7 iki -1, besiskiriančias dviem vienetais, t.y. + 7, + 5, +3, +1 ir -1. Halogenų grupėje išsiskiria fluoras, kuris neturi teigiamų oksidacijos būsenų, o junginiuose su kitais elementais yra tik vienoje oksidacijos būsenoje -1. (Yra keletas halogenų junginių, kurių oksidacijos būsena yra vienoda: ClO, ClO2 ir kt.)

Elementai šoniniai pogrupiai nėra paprasto ryšio tarp stabilių oksidacijos būsenų ir grupės skaičiaus. Kai kuriems šoninių pogrupių elementams reikia tiesiog atsiminti stabilias oksidacijos būsenas. Šie elementai apima:

Cr (+3 ir +6), Mn (+7, +6, +4 ir +2), Fe, Co ir Ni (+3 ir +2), Cu (+2 ir +1), Ag (+1) ), Au (+3 ir +1), Zn ir Cd (+2), Hg (+2 ir +1).

Norint sudaryti trijų ir kelių elementų junginių formules pagal oksidacijos būsenas, būtina žinoti visų elementų oksidacijos būsenas. Šiuo atveju elementų atomų skaičius formulėje nustatomas pagal sąlygą, kad visų atomų oksidacijos būsenų suma lygi formulės vieneto (molekulės, jono) krūviui. Pavyzdžiui, jei žinoma, kad neįkrautame formulės vienete yra K, Cr ir O atomų, kurių oksidacijos būsenos atitinkamai lygios +1, +6 ir -2, tada šią sąlygą tenkins formulės K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 ir daugelis kitų; panašiai kaip šis jonas, kurio krūvis yra -2, turintis Cr +6 ir O - 2, atitiks formules CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 -, ir tt

3. Elektroninis valentingumas V - tam tikro atomo sudarytų cheminių ryšių skaičius.

Pavyzdžiui, molekulėje H 2 O 2 H ¾ O

V stx (O) = 1, V c.h. (O) = 2, V . (O) = 2

Tai yra, yra cheminių junginių, kurių stechiometrinės ir elektroninės valencijos nesutampa; tai apima, pavyzdžiui, sudėtingus junginius.

Plačiau apie koordinavimą ir elektronines valentnes kalbama temose „Cheminis ryšys“ ir „Kompleksiniai junginiai“.

Turint omenyje įvairių junginių formules, tai nesunku pastebėti atomų skaičius tas pats elementas skirtingų medžiagų molekulėse nėra tas pats. Pavyzdžiui, HCl, NH 4 Cl, H 2 S, H 3 PO 4 ir kt. Vandenilio atomų skaičius šiuose junginiuose svyruoja nuo 1 iki 4. Tai būdinga ne tik vandeniliui.

Kaip atspėti, kurį indeksą dėti šalia cheminio elemento pavadinimo? Kaip sudaromos medžiagos formulės? Tai lengva padaryti, kai žinote elementų, sudarančių tam tikros medžiagos molekulę, valentiškumą.

– tai yra atomo savybė šio elemento pritvirtinkite, laikykite arba pakeiskite cheminės reakcijos tam tikras kito elemento atomų skaičius. Vandenilio atomo valentinis vienetas laikomas valentingumo vienetu. Todėl kartais valentingumo apibrėžimas formuluojamas taip: valentingumas – tai tam tikro elemento atomo savybė pridėti arba pakeisti tam tikrą vandenilio atomų skaičių.

Jei vienas vandenilio atomas yra prijungtas prie vieno tam tikro elemento atomo, tada elementas yra vienavalentis, jei du – dvivalentis ir ir tt Vandenilio junginiai žinomi ne visiems elementams, tačiau beveik visi elementai sudaro junginius su deguonimi O. Deguonis laikomas nuolat dvivalenčiu.

Nuolatinis valentingumas:

aš – H, Na, Li, K, Rb, Cs
II – O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
III – B, Al, Ga, In

Bet ką daryti, jei elementas nesusijungia su vandeniliu? Tada valencija būtinas elementas nustatoma pagal žinomo elemento valentiškumą. Dažniausiai jis randamas naudojant deguonies valentingumą, nes junginiuose jo valentingumas visada yra 2. Pavyzdžiui, nebus sunku rasti elementų valentiškumą šiuose junginiuose: Na 2 O (valentas Na – 1, O – 2), Al 2 O 3 (valentas Al – 3, O – 2).

Tam tikros medžiagos cheminę formulę galima sudaryti tik žinant elementų valentiškumą. Pavyzdžiui, nesunku suformuluoti tokių junginių kaip CaO, BaO, CO formules, nes atomų skaičius molekulėse yra vienodas, nes elementų valentai yra vienodi.

O jei valencijos skiriasi? Kada elgiamės šiuo atveju? Reikia prisiminti kita taisyklė: bet kurio cheminio junginio formulėje vieno elemento valentingumo sandauga pagal jo atomų skaičių molekulėje yra lygi valentingumo sandaugai pagal kito elemento atomų skaičių. Pavyzdžiui, jei žinoma, kad Mn valentingumas junginyje yra 7, o O – 2, tada junginio formulė atrodys taip Mn 2 O 7.

Kaip mes gavome formulę?

Apsvarstykite algoritmą, kaip sudaryti valentingumo formules tiems, kuriuos sudaro du cheminiai elementai.

Egzistuoja taisyklė, kad vieno cheminio elemento valentybių skaičius yra lygus kito cheminio elemento valentų skaičiui... Panagrinėkime molekulės, susidedančios iš mangano ir deguonies, susidarymo pavyzdį.
Mes sudarysime pagal algoritmą:

1. Šalia jų užrašome cheminių elementų simbolius:

Mn O

2. Mes dedame jų valentingumo numerius virš cheminių elementų (cheminio elemento valentingumą galima rasti Mendelevo periodinės sistemos lentelėje manganui – 7, šalia deguonies – 2.

3. Raskite mažiausią bendrąjį kartotinį (mažiausią skaičių, kuris tolygiai dalijasi iš 7 ir 2). Šis skaičius yra 14. Mes padalijame jį iš elementų valentingumo 14: 7 = 2, 14: 2 = 7, 2 ir 7 bus atitinkamai fosforo ir deguonies indeksai. Pakeičiantys indeksus.

Žinodami vieno cheminio elemento valentingumą, vadovaudamiesi taisykle: vieno elemento valentingumas × jo atomų skaičius molekulėje = kito elemento valentingumas × šio (kito) elemento atomų skaičius, galite nustatyti Kitas.

Mn 2 O 7 (7 2 = 2 7).

2x = 14,

x = 7.

Valencijos sąvoka buvo įvesta į chemiją prieš tai, kai buvo žinoma atomo struktūra. Dabar nustatyta, kad ši elemento savybė yra susijusi su išorinių elektronų skaičiumi. Daugelio elementų didžiausias valentingumas atsiranda dėl šių elementų padėties periodinėje lentelėje.

Chemijos pamokose jau susipažinote su cheminių elementų valentingumo samprata. Viską surinkome vienoje vietoje Naudinga informacija apie šį klausimą. Naudokite jį, kai ruošiatės GIA ir NAUDOTI.

Valentinė ir cheminė analizė

Valencija- cheminių elementų atomų gebėjimas patekti į cheminius junginius su kitų elementų atomais. Kitaip tariant, tai yra atomo gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių cheminių ryšių su kitais atomais.

Iš lotynų kalbos žodis "valencija" yra išverstas kaip "jėga, sugebėjimas". Labai teisingas pavadinimas, ar ne?

„Valencijos“ sąvoka yra viena iš pagrindinių chemijos sąvokų. Jis buvo pristatytas dar prieš mokslininkams sužinojus atomo sandarą (dar 1853 m.). Todėl, tiriant atomo struktūrą, jis šiek tiek pasikeitė.

Taigi, elektroninės teorijos požiūriu, valentingumas yra tiesiogiai susijęs su elemento atomo išorinių elektronų skaičiumi. Tai reiškia, kad "valencija" reiškia elektronų porų, kuriomis atomas yra prijungtas prie kitų atomų, skaičių.

Tai žinodami mokslininkai sugebėjo apibūdinti cheminės jungties prigimtį. Jį sudaro tai, kad medžiagos atomų pora dalijasi valentinių elektronų pora.

Galite paklausti, kaip XIX amžiaus chemikai sugebėjo apibūdinti valentiškumą net tada, kai tikėjo, kad nėra smulkesnių už atomą dalelių? Tai nereiškia, kad tai buvo taip paprasta – jie rėmėsi chemine analize.

Autorius cheminė analizė praeities mokslininkai nustatė cheminio junginio sudėtį: kiek atomų įvairių elementų yra atitinkamos medžiagos molekulėje. Norint tai padaryti, reikėjo nustatyti, kokia yra tiksli kiekvieno elemento masė grynos (be priemaišų) medžiagos mėginyje.

Tiesa, šis metodas neapsieina be trūkumų. Nes apibrėžti Panašiu būdu elemento valentingumas galimas tik jo paprastas ryšys su visada vienvalenčiu vandeniliu (hidridu) arba visada dvivalenčiu deguonimi (oksidu). Pavyzdžiui, azoto valentingumas NH3 yra III, nes vienas vandenilio atomas yra prijungtas prie trijų azoto atomų. O anglies valentingumas metane (CH 4) pagal tą patį principą yra IV.

Šis valentingumo nustatymo metodas tinka tik paprastoms medžiagoms. Tačiau rūgštyse tokiu būdu galime nustatyti tik junginių, pavyzdžiui, rūgščių liekanų, valentiškumą, bet ne visų elementų (išskyrus žinomą vandenilio valentingumą) atskirai.

Kaip jau pastebėjote, valentingumas žymimas romėniškais skaitmenimis.

Valentas ir rūgštys

Kadangi vandenilio valentingumas išlieka nepakitęs ir jums gerai žinomas, galite nesunkiai nustatyti rūgšties liekanos valentingumą. Taigi, pavyzdžiui, H 2 SO 3 SO 3 valentingumas yra I, HClO 3 ClO 3 valentingumas yra I.

Panašiai, jei žinoma rūgšties liekanos valentingumas, nesunku užrašyti teisingą rūgšties formulę: NO 2 (I) - HNO 2, S 4 O 6 (II) - H 2 S 4 O 6.

Valentas ir formulės

Valencijos sąvoka turi prasmę tik molekulinės prigimties medžiagoms ir nėra labai tinkama apibūdinti cheminiams ryšiams klasterio, joninės, kristalinės prigimties junginiuose ir kt.

Medžiagų molekulinių formulių indeksai atspindi elementų, sudarančių jų sudėtį, atomų skaičių. Elementų valentingumo žinojimas padeda teisingai išdėstyti indeksus. Taip pat, žiūrėdami į molekulinę formulę ir indeksus, galite įvardyti sudedamųjų elementų valentingumą.

Šias užduotis atliekate chemijos pamokose mokykloje. Pavyzdžiui, turint cheminę medžiagos formulę, kurioje žinomas vieno iš elementų valentingumas, galima nesunkiai nustatyti kito elemento valentiškumą.

Norėdami tai padaryti, tiesiog reikia atsiminti, kad molekulinės prigimties medžiagoje abiejų elementų valentingumo skaičius yra lygus. Todėl, norėdami nustatyti nežinomą elemento valentingumą, naudokite mažiausią bendrą kartotinį (kuris atitinka laisvųjų valentų skaičių, reikalingą prisijungti).

Kad būtų aišku, paimkime geležies oksido Fe 2 O 3 formulę. Čia cheminės jungties formavime dalyvauja du geležies atomai, kurių valentingumas III, ir 3 deguonies atomai, kurių valentingumas II. Mažiausias bendras jų kartotinis yra 6.

Pavyzdys: turite formules Mn 2 O 7. Jūs žinote deguonies valentingumą, nesunku apskaičiuoti, kad mažiausias bendras kartotinis yra 14, iš kur Mn valentingumas yra VII.

Galite padaryti tą patį ir atvirkščiai: užrašykite teisingą cheminės medžiagos formulę, žinodami ją sudarančių elementų valentingumą.

Pavyzdys: norėdami teisingai parašyti fosforo oksido formulę, atsižvelgiame į deguonies (II) ir fosforo (V) valentingumą. Vadinasi, mažiausias bendras P ir O kartotinis yra 10. Todėl formulė turi tokią formą: P 2 O 5.

Gerai žinant elementų, kuriuos jie turi įvairiuose junginiuose, savybes, galima nustatyti jų valentingumą net pagal išvaizda tokie junginiai.

Pavyzdžiui: vario oksidai yra raudoni (Cu 2 O) ir juodi (CuO). Vario hidroksidai yra geltonos (CuOH) ir mėlynos spalvos (Cu (OH) 2).

O kad kovalentiniai ryšiai medžiagose jums taptų vizualesni ir suprantamesni, parašykite jų struktūrines formules. Brūkšniai tarp elementų vaizduoja ryšius (valentus), atsirandančius tarp jų atomų:

Valentinės savybės

Šiandien elementų valentingumas nustatomas remiantis žiniomis apie jų atomų išorinių elektronų apvalkalų sandarą.

Valencija gali būti:

konstanta (pagrindinių pogrupių metalai);
kintamieji (ne metalai ir šoninių grupių metalai):

didžiausias valentingumas;
mažiausias valentingumas.

Jis išlieka pastovus įvairiuose cheminiuose junginiuose:

vandenilio, natrio, kalio, fluoro valentingumas (I);
deguonies, magnio, kalcio, cinko valentingumas (II);
aliuminio valentingumas (III).

Tačiau geležies ir vario, bromo ir chloro, taip pat daugelio kitų elementų valentingumas keičiasi, kai susidaro įvairūs cheminiai junginiai.

Valencija ir elektroninė teorija

Elektroninės teorijos rėmuose atomo valentingumas nustatomas pagal nesuporuotų elektronų, dalyvaujančių formuojant elektronų poras su kitų atomų elektronais, skaičių.

Tik elektronai, esantys ant išorinio atomo apvalkalo, dalyvauja formuojant cheminius ryšius. Todėl didžiausias cheminio elemento valentingumas yra elektronų skaičius jo atomo išoriniame elektronų apvalkale.

Valencijos sąvoka yra glaudžiai susijusi su periodiniu įstatymu, kurį atrado D.I.Mendelejevas. Jei atidžiai pažvelgsite į periodinę lentelę, nesunkiai pastebėsite: elemento padėtis periodinėje sistemoje ir jo valentingumas yra neatsiejamai susiję. Didžiausias elementų, priklausančių tai pačiai grupei, valentingumas atitinka grupės eilės skaičių periodinėje sistemoje.

Mažiausią valentiškumą sužinosite, kai iš periodinės lentelės grupių (jų yra aštuonios) atimsite jus dominančio elemento grupės numerį.

Pavyzdžiui, daugelio metalų valentingumas sutampa su grupių numeriais periodinių elementų, kuriems jie priklauso, lentelėje.

Cheminių elementų valentingumo lentelė

Serijos numeris

chem. elementas (atominis skaičius)

vardas

Cheminis simbolis

Valencija

Vandenilis / Vandenilis

Helis / helis

Litis / Litis

Berilis / berilis

Anglis / anglis

Azotas / Azotas

Deguonis / deguonis

Fluoras / Fluoras

Neonas / Neonas

Natris / Natris

Magnis / Magnis

Aliuminis / Aliuminis

Silicis / Silicis

Fosforas

Siera / siera

Chloras / Chloras

Argonas / Argonas

Kalis

Kalcis / kalcis

Scandium / Scandium

Titanas / Titanas

Vanadis / Vanadis

Chromas / Chromas

Manganas / Manganas

Geležis / Geležis

Kobaltas / Kobaltas

Nikelis / Nikelis

Varis / Varis

Cinkas / Cinkas

Galis / Gallium

Germanis / germanis

Arsenas / Arsenas

Selenas / Selenas

Bromas / Bromas

Kriptonas / kriptonas

Rubidis / Rubidis

Stroncis / Stroncis

Itris / itris

Cirkonis / Cirkonis

Niobis / niobis

Molibdenas / Molibdenas

Techneciumas

Rutenis / rutenis

Rodis / Rodis

Paladis / Paladis

Sidabras / Sidabras

Kadmis / kadmis

Indis / Indis

Alavas / Skardinė

Stibis / Stibis

Telūras / Telūras

Jodas / jodas

Ksenonas / Ksenonas

Cezis / Cezis

Baris / Baris

Lantanas / Lantanas

Ceris / Ceris

Prazeodimis

Neodimis / neodimis

Prometis / Prometis

Samariumas

Europium / Europium

Gadolinis / Gadolinis

Terbis / Terbis

Disprosium / Disprosium

Holmium / Holmium

Erbis / Erbis

Tulis / Tulis

Iterbis / Iterbis

Liutecis

Hafnis / Hafnis

Tantalas / tantalas

Volframas / Volframas

Renis / Renis

Osmis / Osmis

Iridiumas / Iridiumas

Platina / platina

Auksas / Auksas

Merkurijus / Merkurijus

Talis / Talis

Švinas / Švinas

Bismutas / Bismutas

Polonis / Polonis

Astatinas / Astatinas

Radonas / Radonas

Francium / Francium

Radis / Radis

Actinium / Actinium

Toris / Toris

Proactinium / Protactinium

Uranas / Uranas

aš

(I), II, III, IV, V

I, (II), III, (IV), V, VII

II, (III), IV, VI, VII

II, III, (IV), VI

(I), II, (III), (IV)

I, (III), (IV), V

(II), (III), IV

(II), III, (IV), V

(II), III, (IV), (V), VI

(II), III, IV, (VI), (VII), VIII

(II), (III), IV, (VI)

I, (III), (IV), V, VII

(II), (III), (IV), (V), VI

(I), II, (III), IV, (V), VI, VII

(II), III, IV, VI, VIII

(I), (II), III, IV, VI

(I), II, (III), IV, VI

(II), III, (IV), (V)

Duomenų nėra

(II), III, IV, (V), VI

Skliausteliuose pateikiamos tos valencijos, kurias juos turintys elementai rodo retai.

Valencija ir oksidacijos būsena

Taigi, kalbant apie oksidacijos būseną, jie reiškia, kad joninės (tai svarbu) prigimties medžiagoje esantis atomas turi tam tikrą sąlyginį krūvį. Ir jei valentingumas yra neutrali charakteristika, tada oksidacijos būsena gali būti neigiama, teigiama arba nulis.

Įdomu tai, kad to paties elemento atomo, priklausomai nuo elementų, su kuriais jis sudaro cheminį junginį, valentingumas ir oksidacijos būsena gali sutapti (H 2 O, CH 4 ir kt.) ir skirtis (H 2 O 2, HNO3).

Išvada

Gilindami žinias apie atomų sandarą, sužinosite daugiau ir apie valentingumą. Ši cheminių elementų savybė nėra išsami. Tačiau ji turi didelę taikomąją vertę. Ką pats ne kartą matėte, spręsdamas problemas ir diriguodamas cheminiai eksperimentai apie pamokas.

Šis straipsnis buvo sukurtas siekiant padėti jums organizuoti žinias apie valenciją. Taip pat priminti, kaip jį galima nustatyti ir kur naudojamas valentingumas.

Tikimės, kad ši medžiaga jums bus naudinga ruošiant namų darbus ir ruošiantis testams bei egzaminams.

tinklaraštį., visiškai ar iš dalies nukopijuojant medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.

Koncepcija valentingumas kilęs iš lotyniškas žodis„Valencija“ buvo žinoma jau XIX amžiaus viduryje. Pirmasis „išsamus“ valencijos paminėjimas buvo J. Daltono darbuose, teigdamas, kad visos medžiagos yra sudarytos iš atomų, tam tikromis proporcijomis sujungtų viena su kita. Tada Franklandas pristatė pačią valentingumo sampratą, kuri buvo toliau plėtojama Kekulé darbuose, kurie kalbėjo apie valentingumo ir cheminės jungties ryšį, A.M. Butlerovas, kuris savo struktūros teorijoje organiniai junginiai siejamas valentingumas su tam tikro cheminio junginio reaktyvumu ir D.I. Mendelejevas (Periodinėje cheminių elementų lentelėje didžiausias elemento valentingumas nustatomas pagal grupės numerį).

APIBRĖŽIMAS

Valencija Ar kovalentinių ryšių, kuriuos atomas gali sudaryti kartu su kovalentiniu ryšiu, skaičius.

Elemento valentingumas nustatomas pagal nesuporuotų elektronų skaičių atome, nes jie dalyvauja formuojant cheminį ryšį tarp atomų junginių molekulėse.

Atomo pagrindinei būsenai (būsenai su minimalia energija) būdinga elektroninė atomo konfigūracija, kuri atitinka elemento padėtį periodinėje lentelėje. Sužadinta būsena yra nauja atomo energijos būsena su nauju elektronų pasiskirstymu valentingumo lygyje.

Elektroninės elektronų konfigūracijos atome gali būti pavaizduotos ne tik elektroninių formulių pavidalu, bet ir naudojant elektronines-grafines formules (energijos, kvantinės ląstelės). Kiekviena ląstelė žymi orbitą, rodyklė – elektroną, rodyklės kryptis (aukštyn arba žemyn) – elektrono sukimąsi, laisva ląstelė – laisvą orbitą, kurią elektronas gali užimti susijaudinęs. Jei ląstelėje yra 2 elektronai, tokie elektronai vadinami suporuotais, jei 1 elektronas nesuporuotas. Pavyzdžiui:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Orbitalės užpildomos tokiu būdu: iš pradžių vienas elektronas su tais pačiais sukiniais, o paskui antras elektronas su priešingais sukiniais. Kadangi 2p polygyje yra trys orbitos, turinčios tą pačią energiją, kiekvienas iš dviejų elektronų užėmė vieną orbitą. Viena orbita liko laisva.

Elemento valentingumo nustatymas elektroninėmis-grafinėmis formulėmis

Elemento valentingumas gali būti nustatomas pagal elektronų elektronų konfigūracijų atome elektronines-grafines formules. Apsvarstykite du atomus - azotą ir fosforą.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Nes elemento valentingumą lemia nesuporuotų elektronų skaičius, todėl azoto valentingumas yra III. Kadangi azoto atomas neturi laisvų orbitų, šio elemento sužadinta būsena neįmanoma. Tačiau III, o ne maksimalus azoto valentingumas, didžiausias azoto valentingumas V, nustatomas pagal grupės numerį. Todėl reikia atsiminti, kad elektroninių-grafinių formulių pagalba ne visada galima nustatyti aukščiausią valentingumą, kaip ir visas šiam elementui būdingas valentes.

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Pradinėje būsenoje fosforo atomas turi 3 nesuporuotus elektronus, todėl fosforo valentingumas yra III. Tačiau fosforo atome yra laisvų d-orbitalių, todėl 2s polygyje esantys elektronai sugeba išsiporuoti ir užimti laisvas d-polygio orbitales, t.y. pereiti į susijaudinusią būseną.

Dabar fosforo atomas turi 5 nesuporuotus elektronus, todėl fosforas taip pat pasižymi valentiškumu, lygiu V.

Elementai su keliomis valentingumo reikšmėmis

IVA - VIIA grupių elementai gali turėti keletą valentingumo reikšmių, ir, kaip taisyklė, valentingumas keičiasi laipsniškai 2 vienetais. Šis reiškinys atsiranda dėl to, kad elektronai poromis dalyvauja formuojant cheminį ryšį.

Skirtingai nuo pagrindinių pogrupių elementų, B pogrupių elementai daugumoje junginių nepasižymi didžiausiu valentiškumu, lygiu grupės numeriui, pavyzdžiui, vario ir aukso. Apskritai pereinamieji elementai pasižymi įvairiomis cheminėmis savybėmis, o tai paaiškinama dideliu valentingumo rinkiniu.

Panagrinėkime elektronines-grafines elementų formules ir nustatykime, kad elementai turi skirtingą valentingumą (1 pav.).

Užduotys: nustatyti As ir Cl atomų valentines galimybes žemėje ir sužadintoje būsenoje.