Нэгдлийн элементийн валентийн тухай ойлголт. Химийн элементийн атомуудын валентийн чадвар

Химийн томъёо нь химийн нэгдэл эсвэл энгийн бодисын найрлагыг (бүтэц) тусгасан байдаг. Жишээлбэл, H 2 O - хоёр устөрөгчийн атом нь хүчилтөрөгчийн атомтай холбогддог. Химийн томьёо нь бодисын бүтцийн талаархи зарим мэдээллийг агуулдаг: жишээлбэл, Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - эдгээр томъёо нь бодисын нэг хэсэг болох зарим тогтвортой бүлгүүдийг (OH, SO 4) заадаг - түүний молекул, томъёо эсвэл бүтцийн нэгж (PU эсвэл CE).

Молекулын томъёомолекул дахь элемент бүрийн атомын тоог заана. Молекулын томъёо нь зөвхөн молекулын бүтэцтэй бодисыг (хий, шингэн болон зарим хатуу бодис) тодорхойлдог. Атом ба ионы бүтэцтэй бодисын найрлагыг зөвхөн томъёоны нэгжийн тэмдгээр тодорхойлж болно.

Томъёоны нэгжүүдбодис дахь янз бүрийн элементийн атомын тооны хоорондох хамгийн энгийн харьцааг заана. Жишээлбэл, бензолын томъёоны нэгж нь  CH, молекулын томъёо нь  C 6 H 6.

Бүтцийн (график) томъёоЭнэ нь молекул дахь атомуудын холболтын дараалал (түүнчлэн PU ба CE-д) ба атомуудын хоорондын бондын тоог заана.

Ийм томъёог авч үзэх нь гэсэн санааг төрүүлсэн валент(valentia - хүч чадал) - тухайн элементийн атом өөрт нь тодорхой тооны бусад атомуудыг хавсаргах чадварын тухай. Гурван төрлийн валентыг ялгаж салгаж болно: стехиометрийн (исэлдэлтийн төлөвийг оруулаад), бүтцийн ба электрон.

Стейхиометрийн валент."Эквивалент" гэсэн ойлголт, түүнийг эквивалентийн хуулийн дагуу тодорхойлсоны дараа валентыг тодорхойлох тоон хандлага боломжтой болсон. Эдгээр ойлголтууд дээр үндэслэн та санааг танилцуулж болно стехиометрийн валентгэдэг нь өөртөө хавсаргаж болох эквивалентуудын тоо юм өгөгдсөн атом, эсвэл - атом дахь эквивалентуудын тоо. Эквивалент нь устөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлогддог бол V stx гэдэг нь үнэндээ энэ атомтай харилцан үйлчилдэг устөрөгчийн атомуудын (эсвэл түүнтэй адилтгах хэсгүүдийн) тоог илэрхийлдэг.

V stx = Z B эсвэл V stx =. (1.1)

Жишээлбэл, SO 3 ( S = +6) дээр Z B (S) нь 6 V stx (S) = 6 байна.

Устөрөгчийн эквивалент нь 1 тул доорх нэгдлүүдийн элементүүдийн хувьд ZB (Cl) = 1, ZB (O) = 2, ZB (N) = 3, ZB (C) = 4. Тоон утга стехиометрийн валентыг ихэвчлэн Ромын тоогоор тэмдэглэдэг.

I I I II III I IV I

HCl, H 2 O, NH 3, CH 4.

Элемент нь устөрөгчтэй нийлдэггүй тохиолдолд хүссэн элементийн валентийг нь мэдэгдэж байгаа элементээр тодорхойлно. Ихэнх тохиолдолд хүчилтөрөгчөөр олддог, учир нь нэгдлүүдийн валент нь ихэвчлэн хоёр байдаг. Жишээлбэл, холболтод:

II II III II IV II

CaO Al 2 O 3 CO 2.

Хоёртын нэгдлийн томъёог ашиглан элементийн стехиометрийн валентыг тодорхойлохдоо нэг элементийн бүх атомын нийт валент нь нөгөө элементийн бүх атомын нийт валенттай тэнцүү байх ёстой гэдгийг санах нь зүйтэй.

Элементүүдийн валентыг мэдсэнээр та бодисын химийн томъёог гаргаж болно. Химийн томъёог бүрдүүлэхдээ дараахь журмыг дагаж мөрдөж болно.

1. Нэгдлийг бүрдүүлэгч элементүүдийн химийн тэмдгийн хажууд бичнэ үү: KO AlCl AlO;

2. Дээрх тэмдэгтүүд химийн элементүүдТэдний валентыг буулгах:

I II III I III II

3. Дээрх томъёолсон дүрмийг ашиглан хоёр элементийн стехиометрийн валентыг илэрхийлэх тоонуудын хамгийн бага нийтлэг үржвэрийг тодорхойл (2, 3, 6).

Хамгийн бага нийтлэг үржвэрийг харгалзах элементийн валентанд хуваах замаар индексийг олно.

I II III I III II

K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3.

Жишээ 1.Хлор нь долоон валент, хүчилтөрөгч нь хоёр валент гэдгийг мэдэж, хлорын ислийн томъёог зур.

Шийдэл.Бид 2 ба 7 тоонуудын хамгийн бага үржвэрийг олдог - энэ нь 14. Хамгийн бага нийтлэг үржвэрийг харгалзах элементийн стехиометрийн валентаар хуваахдаа бид индексийг олно: хлорын атомын хувьд 14/7 = 2, хүчилтөрөгчийн атомын хувьд 14/2 байна. = 7.

Оксидын томъёо нь -Cl 2 O 7.

Исэлдэлтийн төлөвнь мөн бодисын найрлагыг тодорхойлдог бөгөөд нэмэх тэмдэгтэй (металл буюу молекул дахь илүү цахилгаан эерэг элементийн хувьд) эсвэл хасах тэмдэг бүхий стехиометрийн валенттай тэнцүү байна.

 = ± V stx. (1.2)

w нь V stx-ээр тодорхойлогддог тул эквивалентаар дамжин тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь w (H) = ± 1 гэсэн үг юм; Цаашилбал, эмпирик байдлаар бид бусад бүх элементүүдийн w-г олж болно янз бүрийн холболтууд... Ялангуяа олон тооны элементүүд үргэлж эсвэл бараг үргэлж исэлдэлтийн төлөвтэй байх нь чухал юм.

Исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох дараах дүрмийг санах нь зүйтэй.

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

2. ФБүх нэгдлүүдэд (фтор) w = –1, металл, устөрөгч болон бусад цахилгаан эерэг элементүүдтэй бусад галогенууд w = -1 байна.

3. Уламжлалт нэгдлүүд дэх хүчилтөрөгч нь . w = –2 (үл хамаарах зүйл - устөрөгчийн хэт исэл ба түүний деривативууд - Н 2 О 2 эсвэл BaO 2, хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -1, түүнчлэн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин +2 байдаг хүчилтөрөгчийн фторид OF 2. ).

4. Шүлтлэг (Li - Fr) ба шүлтлэг шороон (Ca - Ra) металлууд нь үргэлж бүлгийн дугаартай тэнцүү исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг, өөрөөр хэлбэл +1 ба +2;

5. Al, Ga, In, Sc, Y, La болон лантанидууд (Се-ээс бусад) - w = +3.

6. Элементийн исэлдэлтийн хамгийн их төлөв нь үечилсэн системийн бүлгийн дугаартай тэнцүү, хамгийн бага нь = (бүлгийн дугаар - 8). Жишээлбэл, SO 3 дахь хамгийн өндөр w (S) = +6, H 2 S дахь хамгийн бага w = -2.

7. Исэлдэлтийн төлөв байдал энгийн бодисуудтэгтэй тэнцүү авсан.

8. Ионы исэлдэлтийн төлөв нь цэнэгтэй тэнцүү байна.

9. Нэгдэл дэх элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвүүд нь бие биенээ нөхдөг тул молекул эсвэл саармаг томьёоны нэгж дэх бүх атомын нийлбэр нь тэг, ионы хувьд түүний цэнэг байна. Энэ нь мэдэгдэж буй исэлдэлтийн үл мэдэгдэх төлөвийг тодорхойлох, олон элементийн нэгдлүүдийг томъёолоход ашиглаж болно.

Жишээ 2. K 2 CrO 4 давс ба Cr 2 O 7 2 - ион дахь хромын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно.

Шийдэл.Бид w (K) = +1; w (O) = -2. K 2 CrO 4 бүтцийн нэгжийн хувьд бид:

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

Cr 2 O 7 2 ионы хувьд бидэнд: 2 байна . X + 7 . (-2) = -2, X = w (Cr) = +6.

Өөрөөр хэлбэл, хромын исэлдэлтийн төлөв хоёр тохиолдолд ижил байна.

Жишээ 3. P 2 O 3 ба РН 3 нэгдлүүдийн фосфорын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно уу.

Шийдэл.Нэгдэлд P 2 O 3 w (O) = -2. Молекулын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр тэгтэй тэнцүү байх ёстойг үндэслэн бид фосфорын исэлдэлтийн төлөвийг олно: 2. X + 3. (-2) = 0, иймээс X = w (P) = +3.

Нэгдлийн PH 3 w (H) = +1, иймээс X + 3. (+ 1) = 0. X = w (P) = -3.

Жишээ 4.Дараах гидроксидын дулааны задралаар олж авах ислийн томъёог бичнэ үү.

H 2 SiO 3; Fe (OH) 3; H 3 AsO 4; H 2 WO 4; Cu (OH) 2.

Шийдэл. H 2 SiO 3 -цахиурын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно: w (H) = + 1, w (O) = -2, иймээс: 2. (+1) + X + 3. (-2) = 0.w (Si) = X = +4. Бид исэл-SiO 2 томъёог бүрдүүлдэг.

Fe (OH) 3 - гидроксо бүлгийн цэнэг -1 тул w (Fe) = +3, харгалзах ислийн томъёо нь Fe 2 O 3 байна.

H 3 AsO 4 -хүчил дэх хүнцлийн исэлдэлтийн зэрэг: 3. (+1) + X + 4. (-2) = 0. X = w (As) = +5. Тиймээс ислийн томъёо нь As 2 O 5 байна.

Хүчил дэх H 2 WO 4 -w (W) нь +6 тул харгалзах ислийн томъёо нь WO 3 байна.

Cu (OH) 2 - хоёр гидроксо бүлэг байдаг тул цэнэг нь -1 тул w (Cu) = +2, ислийн томъёо нь -CuO байна.

Ихэнх элементүүд нь хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.

D.I-г хэрхэн ашиглах талаар бодож үзээрэй. Менделеев, элементүүдийн исэлдэлтийн үндсэн төлөвийг тодорхойлж болно.

Тогтвортой исэлдэлтийн төлөв үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүддараах дүрмийн дагуу тодорхойлж болно.

1. I-III бүлгийн элементүүд нь зөвхөн исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг - эерэг ба бүлгийн тоотой тэнцүү хэмжээтэй (w = +1 ба +3-тай таллиас бусад).

IV-VI бүлгийн элементүүдийн хувьд бүлгийн дугаартай тохирох эерэг исэлдэлтийн төлөв ба 8 дугаар ба бүлгийн дугаарын зөрүүтэй тэнцүү сөрөг исэлдэлтийн төлөвөөс гадна ихэвчлэн бие биенээсээ ялгаатай исэлдэлтийн завсрын төлөвүүд байдаг. 2 нэгж. IV бүлгийн хувьд исэлдэлтийн төлөвүүд нь +4, +2, -2, -4; V бүлгийн элементүүдийн хувьд -3, -1 +3 +5; ба VI бүлгийн хувьд - +6, +4, -2.

3. VII бүлгийн элементүүд нь +7-ээс -1 хүртэлх бүх исэлдэлтийн төлөвтэй, хоёр нэгжээр ялгаатай, өөрөөр хэлбэл. + 7, + 5, +3, +1 ба -1. Галогенийн бүлэгт фтор ялгардаг бөгөөд энэ нь исэлдэлтийн эерэг төлөвгүй, бусад элементүүдтэй нэгдлүүдэд зөвхөн нэг исэлдэлтийн төлөвт байдаг -1. (Тэгш исэлдэлтийн төлөвтэй галогенийн хэд хэдэн нэгдлүүд байдаг: ClO, ClO 2 гэх мэт).

Элементүүд хажуугийн дэд бүлгүүдТогтвортой исэлдэлтийн төлөв ба бүлгийн дугаарын хооронд энгийн хамаарал байхгүй. Хажуугийн дэд бүлгүүдийн зарим элементүүдийн хувьд тогтвортой исэлдэлтийн төлөвийг зүгээр л санах хэрэгтэй. Эдгээр элементүүдэд:

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

Гурав ба олон элементийн нэгдлүүдийг исэлдэлтийн төлөвөөр томъёолохын тулд бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийг мэдэх шаардлагатай. Энэ тохиолдолд томъёоны элементийн атомын тоог бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь томъёоны нэгжийн (молекул, ион) цэнэгтэй тэнцүү байх нөхцлөөс тодорхойлогдоно. Жишээлбэл, хэрэв цэнэггүй томьёоны нэгжид исэлдэлтийн түвшин +1, +6 ба -2-тэй тэнцүү K, Cr, O атомууд байдаг нь мэдэгдэж байгаа бол энэ нөхцлийг K 2 CrO 4 томъёогоор хангана. , K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 болон бусад олон; Cr +6 ба O - 2 агуулсан -2 цэнэгтэй энэ ионтой адил CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 -, томьёотой тохирно. гэх мэт.

3. Цахим валентВ - тухайн атомын үүсгэсэн химийн бондын тоо.

Жишээлбэл, H 2 O 2 H ¾ O молекулд

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

Өөрөөр хэлбэл, стехиометрийн болон электрон валент нь давхцдаггүй химийн нэгдлүүд байдаг; Эдгээрт жишээлбэл, нарийн төвөгтэй нэгдлүүд орно.

Зохицуулалт ба электрон валентыг "Химийн холбоо", "Нийлмэл нэгдлүүд" сэдвээр илүү дэлгэрэнгүй авч үзсэн болно.

Төрөл бүрийн нэгдлүүдийн томъёог авч үзвэл үүнийг харахад хялбар байдаг атомын тооөөр өөр бодисын молекул дахь ижил элемент ижил биш байна. Жишээлбэл, HCl, NH 4 Cl, H 2 S, H 3 PO 4 гэх мэт. Эдгээр нэгдлүүдийн устөрөгчийн атомын тоо 1-ээс 4 хүртэл хэлбэлздэг. Энэ нь зөвхөн устөрөгчийн хувьд ердийн зүйл биш юм.

Химийн элементийн тэмдэглэгээний хажууд ямар индекс оруулахыг хэрхэн таах вэ?Бодисын томъёог хэрхэн бүрдүүлдэг вэ? Тухайн бодисын молекулыг бүрдүүлдэг элементүүдийн валентыг мэдэж байвал үүнийг хийхэд хялбар байдаг.

– Энэ бол атомын өмч юм энэ элементийнхавсаргах, барих эсвэл солих химийн урвалөөр элементийн тодорхой тооны атомууд. Валентийн нэгжийг устөрөгчийн атомын валент гэж үзнэ. Тиймээс заримдаа валентийн тодорхойлолтыг дараах байдлаар томъёолдог. валент – Энэ нь тодорхой тооны устөрөгчийн атомыг нэмэх эсвэл солих нь тухайн элементийн атомын өмч юм.

Хэрэв нэг устөрөгчийн атом өгөгдсөн элементийн нэг атомд холбогдсон бол элемент нь моновалент, хэрэв хоёр бол – хоёр валент багэх мэт. Устөрөгчийн нэгдлүүдийг бүх элементүүд мэддэггүй ч бараг бүх элементүүд нь хүчилтөрөгчтэй нэгдэл үүсгэдэг O. Хүчилтөрөгчийг байнгын хоёр валент гэж үздэг.

Тогтмол валент:

I – H, Na, Li, K, Rb, Cs
II – O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
III – Б, Ал, Га, Ин

Гэхдээ элемент нь устөрөгчтэй нэгдэхгүй бол яах вэ? Дараа нь валент шаардлагатай элементмэдэгдэж байгаа элементийн валентаар тодорхойлогддог. Ихэнхдээ энэ нь хүчилтөрөгчийн валентийг ашиглан олддог, учир нь нэгдлүүдийн хувьд түүний валент нь үргэлж 2 байдаг. Жишээлбэл,Дараах нэгдлүүдийн элементүүдийн валентыг олоход хэцүү биш байх болно: Na 2 O (валент Na – 1, О – 2), Al 2 O 3 (валент Al – 3, О – 2).

Тухайн бодисын химийн томъёог зөвхөн элементүүдийн валентыг мэдэж байж эмхэтгэж болно. Жишээлбэл, CaO, BaO, CO зэрэг нэгдлүүдийн томъёог томъёолоход хялбар байдаг, учир нь элементүүдийн валент нь тэнцүү байдаг тул молекул дахь атомын тоо ижил байдаг.

Хэрэв валент нь өөр бол? Энэ тохиолдолд бид хэзээ арга хэмжээ авах вэ? Санаж байх ёстой дараагийн дүрэм: аливаа химийн нэгдлүүдийн томъёонд нэг элементийн валентыг молекул дахь атомын тоогоор нь үржүүлсэн үржвэр нь өөр элементийн атомын тооны валентийн үржвэртэй тэнцүү байна. Жишээлбэл, хэрэв нэгдэл дэх Mn-ийн валент нь 7, О – 2, дараа нь нийлмэл томъёо нь иймэрхүү Mn 2 O 7 харагдах болно.

Бид томъёог хэрхэн олж авсан бэ?

Хоёр химийн элементээс бүрдэх валентын томъёог гаргах алгоритмыг авч үзье.

Нэг химийн элемент дэх валентийн тоо нь нөгөө химийн элементийн валентийн тоотой тэнцүү байх дүрэм байдаг... Манган ба хүчилтөрөгчөөс бүрдэх молекул үүссэн жишээг авч үзье.
Бид алгоритмын дагуу зохиох болно:

1. Бид тэдгээрийн хажууд химийн элементүүдийн тэмдгүүдийг бичдэг.

Мн О

2. Бид тэдгээрийн валентын тоог химийн элементүүд дээр тавьдаг (химийн элементийн валентыг манганы хувьд Менделевийн үечилсэн системийн хүснэгтээс олж болно. – 7, хүчилтөрөгчийн ойролцоо – 2.

3. Хамгийн бага нийтлэг үржвэрийг (7 ба 2-т тэнцүү хуваагддаг хамгийн бага тоо) ол. Энэ тоо нь 14. Бид үүнийг 14 элементийн валентаар хуваавал: 7 = 2, 14: 2 = 7, 2, 7 нь фосфор, хүчилтөрөгчийн индекс байх болно. Орлуулах индексүүд.

Нэг химийн элементийн валентыг мэдэж, дүрмийг дагаж мөрдвөл: нэг элементийн валент × молекул дахь атомын тоо = өөр элементийн валент × энэ (бусад) элементийн атомын тоо. бусад.

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

2х = 14,

x = 7.

Атомын бүтцийг мэдэхээс өмнө валентийн тухай ойлголтыг химийн шинжлэх ухаанд нэвтрүүлсэн. Элементийн энэ шинж чанар нь гадаад электронуудын тоотой холбоотой болохыг одоо тогтоосон. Олон элементийн хувьд хамгийн их валент нь эдгээр элементүүдийн үелэх систем дэх байрлалаас үүсдэг.

Химийн хичээл дээр та химийн элементүүдийн валент байдлын тухай ойлголттой аль хэдийн танилцсан. Бид бүгдийг нэг дор цуглуулсан хэрэгтэй мэдээлэлэнэ асуултын талаар. ТЕГ-т бэлдэж, АШИГЛАХ үед хэрэглээрэй.

Валент ба химийн шинжилгээ

Валент- химийн элементийн атомууд бусад элементийн атомуудтай химийн нэгдэлд орох чадвар. Өөрөөр хэлбэл, энэ нь атомын бусад атомуудтай тодорхой тооны химийн холбоо үүсгэх чадвар юм.

Латин хэлнээс "валент" гэдэг үгийг "хүч чадал, чадвар" гэж орчуулдаг. Маш зөв нэр, тийм үү?

"Валент" гэсэн ойлголт нь химийн үндсэн ойлголтуудын нэг юм. Үүнийг эрдэмтэд атомын бүтцийг мэдэхээс өмнө (1853 онд) нэвтрүүлсэн. Тиймээс атомын бүтцийг судлах явцад түүнд зарим өөрчлөлт орсон.

Тэгэхээр электрон онолын үүднээс авч үзвэл валент нь тухайн элементийн атомын гаднах электронуудын тооноос шууд хамааралтай байдаг. Энэ нь "валент" гэдэг нь атомыг бусад атомуудтай холбох электрон хосуудын тоог илэрхийлдэг гэсэн үг юм.

Үүнийг мэдсэн эрдэмтэд химийн бондын мөн чанарыг тодорхойлж чадсан. Энэ нь бодисын хос атомууд хоорондоо валентын хос электроныг хуваадагтай холбоотой юм.

19-р зууны химичүүд бөөмс нь атомаас нарийн ширхэгтэй байж чадахгүй гэж итгэж байсан ч валентыг хэрхэн тодорхойлж чадсан бэ гэж та асууж магадгүй юм. Энэ нь тийм ч хялбар байсан гэсэн үг биш юм - тэд химийн шинжилгээнд тулгуурласан.

By химийн шинжилгээӨнгөрсөн үеийн эрдэмтэд химийн нэгдлүүдийн найрлагыг тодорхойлсон: хэдэн атом янз бүрийн элементүүдтухайн бодисын молекулд агуулагддаг. Үүнийг хийхийн тулд цэвэр (бохирдолгүй) бодисын дээж дэх элемент бүрийн яг ямар масстай болохыг тодорхойлох шаардлагатай байв.

Үнэн, энэ арга нь алдаа дутагдалгүй биш юм. Учир нь тодорхойлох Үүнтэй төстэй байдлаарЭлементийн валент нь зөвхөн түүнд л боломжтой энгийн холболтүргэлж нэг валент устөрөгч (гидрид) эсвэл үргэлж хоёр валент хүчилтөрөгч (оксид). Жишээлбэл, нэг устөрөгчийн атом нь гурван азотын атомтай холбогддог тул NH 3 дахь азотын валент нь III байна. Мөн ижил зарчмын дагуу метан дахь нүүрстөрөгчийн валент (CH 4) нь IV байна.

Валентийг тодорхойлох энэ арга нь зөвхөн энгийн бодисуудад тохиромжтой. Гэхдээ ийм аргаар хүчилд бид зөвхөн хүчлийн үлдэгдэл гэх мэт нэгдлүүдийн валентийг тодорхойлох боломжтой, гэхдээ бүх элементүүдийг (устөрөгчийн мэдэгдэж буй валентаас бусад) тусад нь биш юм.

Та аль хэдийн анзаарсанчлан валентийг Ромын тоогоор илэрхийлдэг.

Валент ба хүчил

Устөрөгчийн валент өөрчлөгдөөгүй бөгөөд танд сайн мэдэгдэж байгаа тул та хүчлийн үлдэгдлийн валентыг хялбархан тодорхойлж чадна. Жишээлбэл, H 2 SO 3-д SO 3-ийн валент нь I, HClO 3-т ClO 3-ийн валент нь I байна.

Үүний нэгэн адил, хэрэв хүчлийн үлдэгдлийн валент нь мэдэгдэж байгаа бол хүчиллэгийн зөв томъёог бичихэд хялбар байдаг: NO 2 (I) - HNO 2, S 4 O 6 (II) - H 2 S 4 O 6.

Валент ба томъёо

Валентийн тухай ойлголт нь зөвхөн молекулын шинж чанартай бодисуудад хамааралтай бөгөөд кластер, ион, талст шинж чанартай нэгдлүүдийн химийн холбоог тодорхойлоход тийм ч тохиромжтой биш юм.

Бодисын молекулын томъёоны индексүүд нь тэдгээрийн найрлагыг бүрдүүлдэг элементийн атомын тоог тусгадаг. Элементүүдийн валентыг мэдэх нь индексийг зөв зохион байгуулахад тусална. Үүний нэгэн адил молекулын томъёо, индексийг харснаар та бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн валентыг нэрлэж болно.

Та эдгээр ажлыг сургуулийн химийн хичээл дээр хийдэг. Жишээлбэл, аль нэг элементийн валент нь мэдэгдэж байгаа бодисын химийн томьёотой бол өөр элементийн валентыг хялбархан тодорхойлж болно.

Үүнийг хийхийн тулд та молекулын шинж чанартай бодист хоёр элементийн валентийн тоо тэнцүү гэдгийг санах хэрэгтэй. Тиймээс элементийн үл мэдэгдэх валентыг тодорхойлохын тулд хамгийн бага нийтлэг үржвэрийг (энэ нь нэгдэхэд шаардагдах чөлөөт валентын тоотой тохирч байна) ашиглана.

Үүнийг ойлгомжтой болгохын тулд төмрийн исэл Fe 2 O 3-ийн томъёог авч үзье. Энд III валенттай хоёр төмрийн атом, II валенттай 3 хүчилтөрөгчийн атомууд химийн холбоо үүсэхэд оролцдог. Тэдний хувьд хамгийн бага нийтлэг үржвэр нь 6 байна.

• Жишээ нь: танд Mn 2 O 7 томъёо байна. Та хүчилтөрөгчийн валентыг мэддэг тул хамгийн бага нийтлэг үржвэр нь 14, үүнээс Mn-ийн валент нь VII гэдгийг тооцоолоход хялбар байдаг.

Та ижил зүйлийг хийж болно, мөн эсрэгээр нь: бодисын зөв химийн томъёог бичиж, түүний бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн валентыг мэдэж аваарай.

• Жишээ нь: Фосфорын ислийн томъёог зөв бичихийн тулд хүчилтөрөгч (II) ба фосфорын (V) валентыг харгалзан үздэг. Эндээс P ба O-ийн хамгийн бага нийтлэг үржвэр нь 10. Иймд томъёо нь дараах хэлбэртэй байна: P 2 O 5.

Төрөл бүрийн нэгдлүүдэд агуулагдах элементүүдийн шинж чанарыг сайн мэддэг тул тэдгээрийн валентыг тодорхойлох боломжтой. Гадаад төрхийм нэгдлүүд.

Жишээ нь: зэсийн исэл нь улаан (Cu 2 O) ба хар (CuO). Зэсийн гидроксид нь шар (CuOH) ба цэнхэр (Cu (OH) 2) өнгөтэй байдаг.

Мөн бодисын ковалент холбоог танд илүү ойлгомжтой, ойлгомжтой болгохын тулд тэдгээрийн бүтцийн томъёог бичнэ үү. Элементүүдийн хоорондох зураас нь атомуудын хооронд үүссэн холбоог (валент) илэрхийлнэ.

Валентын шинж чанар

Өнөөдөр элементүүдийн валентыг тодорхойлох нь тэдгээрийн атомын гаднах электрон бүрхүүлийн бүтцийн талаархи мэдлэг дээр суурилдаг.

Валент байж болно:

• тогтмол (үндсэн дэд бүлгүүдийн металлууд);
• хувьсагч (металл бус ба хажуугийн бүлгийн металлууд):
• хамгийн өндөр валент;
• хамгийн бага валент.

Энэ нь янз бүрийн химийн нэгдлүүдэд тогтмол хэвээр байна:

• устөрөгч, натри, кали, фторын валент (I);
• хүчилтөрөгч, магни, кальци, цайрын валент (II);
• хөнгөн цагааны валент (III).

Гэхдээ төмөр ба зэс, бром, хлор, түүнчлэн бусад олон элементийн валент нь янз бүрийн химийн нэгдлүүдийг үүсгэх үед өөрчлөгддөг.

Валент ба электрон онол

Цахим онолын хүрээнд атомын валентыг бусад атомын электронтой электрон хос үүсгэхэд оролцдог хосгүй электронуудын тоонд үндэслэн тодорхойлдог.

Зөвхөн атомын гаднах бүрхүүлд байрладаг электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог. Тиймээс химийн элементийн хамгийн их валент нь түүний атомын гаднах электрон бүрхүүл дэх электронуудын тоо юм.

Валент байдлын тухай ойлголт нь Д.И.Менделеевийн нээсэн Үелэх хуультай нягт холбоотой. Хэрэв та үелэх хүснэгтийг анхааралтай ажиглавал: үелэх систем дэх элементийн байрлал ба түүний валент нь салшгүй холбоотой гэдгийг хялбархан анзаарч болно. Нэг бүлэгт хамаарах элементүүдийн хамгийн өндөр валент нь үечилсэн систем дэх бүлгийн дарааллын дугаартай тохирч байна.

Үелэх систем дэх бүлгүүдийн тооноос таны сонирхсон элементийн бүлгийн дугаарыг хасах үед хамгийн бага валентыг олж мэдэх болно (тэдгээрийн найм нь байдаг).

Жишээлбэл, олон металлын валент нь тэдгээрийн хамаарах үечилсэн элементүүдийн хүснэгтийн бүлгийн дугаартай давхцдаг.

Химийн элементүүдийн валентийн хүснэгт

Серийн дугаар хим. элемент (атомын дугаар)	Нэр	Химийн тэмдэг	Валент
1	Устөрөгч / Устөрөгч Гели / Гели Лити / Лити Бериллий / бериллий Нүүрстөрөгч / Нүүрстөрөгч Азот / Азот Хүчилтөрөгч / Хүчилтөрөгч Фтор / Фтор Неон / Неон Натри / Натри Магни / магни Хөнгөн цагаан / Хөнгөн цагаан Цахиур / Цахиур Фосфор Хүхэр / хүхэр Хлор / Хлор Аргон / Аргон Кали Кальци / Кальци Скандиум / Скандиум Титан / Титан Ванади / ванади Chromium / Chromium Манган / манган Төмөр / Төмөр Кобальт / Кобальт Никель / Никель Зэс / Зэс Цайр / цайр Галлий / Галлий Германий / Германий Хүнцэл / хүнцэл Селен / Селен Бром / Бром Криптон / Криптон Рубидиум / Рубидиум Стронций / Стронций Итриум / Итриум Циркон / Циркон Ниоби / Ниобий Молибден / Молибден Технециум Рутениум / Рутениум Родиум / Родиум Палладий / Палладий Мөнгө / Мөнгө Кадми / Кадми Индиум / Индиум Цагаан тугалга / цагаан тугалга Сурьма / сурьма Теллур / Теллур Иод / Иод Ксенон / Ксенон Цезий / Цезий Бари / Бари Лантан / Лантан Цэрий / Цэрий Празодим Неодим / Неодим Прометиум / Прометиум Самариум Europium / Europium Гадолиниум / Гадолиниум Terbium / Terbium Dysprosium / Dysprosium Холмиум / Холмиум Эрбиум / Эрбиум Тулиум / Тулиум Итербиум / Итербиум Lutetium / Lutetium Гафни / Гафни Тантал / Тантал Гянт болд / Гянт болд Рениум / Рениум Осми / Осми Иридиум / Иридиум Платинум / Платинум Алт / Алт Мөнгөн ус / Мөнгөн ус Талли / Талли Тэргүүлэх / Тэргүүлэх Висмут Полониум / Полониум Астатин / Астатин Радон / Радон Франци / Франци Ради / Ради Актиниум / Актиниум Ториум / Ториум Proactinium / Protactinium Уран / Уран	Х	I (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), В (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) Дата байхгүй Дата байхгүй (II), III, IV, (V), VI

Хаалтанд тэдгээрийг агуулсан элементүүд ховор харуулдаг валентуудыг өгсөн болно.

Валент ба исэлдэлтийн төлөв

Тиймээс исэлдэлтийн төлөвийн тухай ярихдаа ион (энэ нь чухал) шинж чанартай бодис дахь атом нь тодорхой нөхцөлт цэнэгтэй байдаг гэсэн үг юм. Хэрэв валент нь төвийг сахисан шинж чанар юм бол исэлдэлтийн төлөв нь сөрөг, эерэг эсвэл тэг байж болно.

Нэг элементийн атомын хувьд химийн нэгдэл үүсгэдэг элементүүдээс хамааран валент ба исэлдэлтийн төлөв нь давхцаж (H 2 O, CH 4 гэх мэт) ба ялгаатай (H 2 O 2, HNO 3).

Дүгнэлт

Атомын бүтцийн талаарх мэдлэгээ гүнзгийрүүлснээр та валентийн талаар илүү гүнзгий, илүү дэлгэрэнгүй мэдээлэл авах болно. Химийн элементүүдийн энэ шинж чанар нь бүрэн гүйцэд биш юм. Гэхдээ энэ нь маш их хэрэглээний үнэ цэнэтэй юм. Асуудлыг шийдэж, удирдаж байхдаа та өөрөө нэгээс олон удаа үзсэн зүйл химийн туршилтуудхичээл дээр.

Энэхүү нийтлэлийг валентын талаарх мэдлэгээ цэгцлэхэд тань туслах зорилгоор бүтээгдсэн болно. Мөн үүнийг хэрхэн тодорхойлох, валентыг хаана ашиглахыг сануулах.

Энэхүү материал нь гэрийн даалгавраа бэлтгэх, шалгалт, шалгалтанд өөрийгөө бэлтгэхэд хэрэг болно гэж найдаж байна.

блог. сайт, материалыг бүрэн эсвэл хэсэгчлэн хуулбарласан тохиолдолд эх сурвалжийн холбоос шаардлагатай.

Үзэл баримтлал валентАас гаралтай латин үг"Валентиа" нь 19-р зууны дунд үеэс мэдэгдэж байсан. Валентын тухай хамгийн анхны "өргөн" дурдсан нь Ж.Далтоны бүтээлүүдэд байсан бөгөөд тэрээр бүх бодисууд хоорондоо тодорхой хувь хэмжээгээр холбогдсон атомуудаас бүрддэг гэж үздэг. Дараа нь Франкланд валентийн тухай ойлголтыг танилцуулсан бөгөөд энэ нь валент ба химийн бондын хоорондын хамаарлын тухай Кекулегийн бүтээлүүдэд улам боловсронгуй болсон бөгөөд А.М. Бүтцийн онолдоо Бутлеров органик нэгдлүүдтодорхой химийн нэгдлүүдийн урвалд хамаарах валент ба D.I. Менделеев (Химийн элементүүдийн үечилсэн системд элементийн хамгийн өндөр валентыг бүлгийн дугаараар тодорхойлно).

ТОДОРХОЙЛОЛТ

ВалентАтом нь ковалент бондтой хамт үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм.

Элементийн валент нь нэгдлүүдийн молекул дахь атомуудын хооронд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог тул атом дахь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Атомын үндсэн төлөв (хамгийн бага энергитэй төлөв) нь атомын электрон тохиргоогоор тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь үечилсэн систем дэх элементийн байрлалтай тохирч байна. Өдөөгдсөн төлөв нь валентын түвшинд электронуудын шинэ хуваарилалт бүхий атомын энергийн шинэ төлөв юм.

Атом дахь электронуудын цахим тохиргоог зөвхөн электрон томъёо хэлбэрээр дүрслэхээс гадна электрон график томъёоны (энерги, квант эс) тусламжтайгаар дүрсэлж болно. Нүд бүр нь тойрог замыг, сум нь электроныг, сумны чиглэл (дээш эсвэл доош) нь электроны эргэлтийг, чөлөөт нүд нь электрон өдөөх үед эзэлж чадах чөлөөт тойрог замыг заана. Хэрэв эсэд 2 электрон байгаа бол ийм электроныг хосолсон, 1-р электрон хосгүй бол ийм электрон гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Орбиталуудыг дараах байдлаар дүүргэдэг: эхлээд ижил эргэлттэй нэг электрон, дараа нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр дахь электрон. 2p дэд түвшинд ижил энергитэй гурван орбитал байдаг тул хоёр электрон тус бүр нэг орбитал эзэлдэг. Нэг тойрог зам чөлөөтэй үлдсэн.

Электрон график томъёо ашиглан элементийн валентыг тодорхойлох

Элементийн валентыг атом дахь электронуудын электрон тохиргооны электрон график томъёогоор тодорхойлж болно. Азот ба фосфор гэсэн хоёр атомыг авч үзье.

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Учир нь элементийн валент нь хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог тул азотын валент нь III байна. Азотын атом нь чөлөөт тойрог замгүй тул энэ элементийн хувьд өдөөгдсөн төлөв байх боломжгүй юм. Гэсэн хэдий ч III, азотын хамгийн их валент биш, азотын хамгийн их валент V нь бүлгийн дугаараар тодорхойлогддог. Тиймээс электрон графикийн томъёоны тусламжтайгаар хамгийн өндөр валентыг, түүнчлэн энэ элементийн бүх шинж чанарыг тодорхойлох боломжгүй гэдгийг санах нь зүйтэй.

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

Үндсэн төлөвт фосфорын атом нь 3 хосгүй электронтой байдаг тул фосфорын валент нь III байна. Гэсэн хэдий ч фосфорын атомд чөлөөт d-орбиталууд байдаг тул 2s-дэд түвшинд байрлах электронууд нь d-дэд түвшний сул орбиталуудыг салгаж, эзлэх чадвартай байдаг. сэтгэл хөдөлсөн байдалд орох.

Одоо фосфорын атом нь хосгүй 5 электронтой тул V-тэй тэнцүү валент нь фосфорын шинж чанар юм.

Олон тооны валентийн утгатай элементүүд

IVA - VIIA бүлгийн элементүүд нь хэд хэдэн валентын утгатай байж болох ба дүрмээр бол валент нь 2 нэгжээр алхам алхмаар өөрчлөгддөг. Энэ үзэгдэл нь электронууд хосоороо химийн холбоо үүсэхэд оролцдогтой холбоотой юм.

Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдээс ялгаатай нь ихэнх нэгдлүүдэд В-дэд бүлгийн элементүүд нь бүлгийн дугаартай тэнцэх хамгийн өндөр валентыг харуулдаггүй, жишээлбэл, зэс, алт. Ерөнхийдөө шилжилтийн элементүүд нь олон төрлийн химийн шинж чанарыг харуулдаг бөгөөд үүнийг олон тооны валентийн багцаар тайлбарладаг.

Элементүүдийн электрон график томьёог авч үзээд үүнтэй холбогдуулан элементүүд өөр өөр валенттай болохыг тогтооцгооё (Зураг 1).

Даалгаварууд:газрын болон өдөөгдсөн төлөвт байгаа As ба Cl атомуудын валентын чадварыг тодорхойлох.