Der er elementer, hvis valens altid er konstant, og der er meget få af dem. Men alle andre elementer udviser variabel valens.
Flere lektioner på siden
Et atom af et andet monovalent grundstof er kombineret med et atom af et monovalent grundstof(HCl) . Et atom af et divalent grundstof kombineres med to atomer af et monovalent grundstof.(H2O) eller et divalent atom(CaO) . Det betyder, at et grundstofs valens kan repræsenteres som et tal, der viser, hvor mange atomer af et monovalent grundstof et atom af et givet grundstof kan kombineres med. Et grundstofs skaft er antallet af bindinger, som et atom danner:
Na – monovalent (en binding)
H – monovalent (en binding)
O – divalent (to bindinger pr. atom)
S – hexavalent (danner seks bindinger med naboatomer)
Regler for bestemmelse af valens
elementer i forbindelser
1. Skaft brint forvekslet med jeg(enhed). Derefter, i overensstemmelse med formlen for vand H 2 O, er to hydrogenatomer knyttet til et oxygenatom.
2. Ilt i sine forbindelser altid udviser valens II. Derfor har kulstoffet i forbindelsen CO 2 (kuldioxid) en valens på IV.
3. Supreme skaft lig med gruppenummer .
4. Laveste valens er lig med forskellen mellem tallet 8 (antallet af grupper i tabellen) og tallet på den gruppe, hvori dette element er placeret, dvs. 8 — N grupper .
5. For metaller i "A" undergrupperne er akslen lig med gruppenummeret.
6. Ikke-metaller udviser generelt to valenser: højere og lavere.
Billedligt talt er et skaft antallet af "arme", som et atom klamrer sig til andre atomer med. Naturligvis har atomer ingen "hænder"; deres rolle spilles af den såkaldte. valenselektroner.
Du kan sige det anderledes: er et atoms evne til at binde et bestemt antal andre atomer.
Følgende principper skal forstås klart:
Der er elementer med konstant valens (som der er relativt få af) og elementer med variabel valens (hvoraf størstedelen er).
Elementer med konstant valens skal huskes.
Forskellige kemiske grundstoffer adskiller sig i deres evne til at danne kemiske bindinger, det vil sige at kombinere med andre atomer. Derfor kan de i komplekse stoffer kun være til stede i visse proportioner. Lad os finde ud af, hvordan man bestemmer valens ved hjælp af det periodiske system.
Der er sådan en definition af valens: dette er et atoms evne til at danne et vist antal kemiske bindinger.
I modsætning til , er denne mængde altid kun positiv og er angivet med romertal.
Denne egenskab for brint bruges som en enhed, der tages lig med I. Denne egenskab viser, hvor mange monovalente atomer et givet grundstof kan kombineres med. For oxygen er denne værdi altid lig med II.
Det er nødvendigt at kende denne egenskab for korrekt at skrive kemiske formler for stoffer og ligninger. At kende denne værdi vil hjælpe med at etablere forholdet mellem antallet af atomer af forskellige typer i et molekyle.
Dette koncept opstod i kemien i det 19. århundrede. Frankland startede en teori, der forklarer kombinationen af atomer i forskellige proportioner, men hans ideer om "bindende kraft" var ikke særlig udbredt. Den afgørende rolle i udviklingen af teorien tilhørte Kekula. Han kaldte egenskaben ved at danne et vist antal bindinger for grundlæggende. Kekulé mente, at dette var en grundlæggende og uforanderlig egenskab for enhver type atom. Butlerov lavede vigtige tilføjelser til teorien. Med udviklingen af denne teori blev det muligt visuelt at afbilde molekyler. Dette var meget nyttigt til at studere strukturen af forskellige stoffer.
Hvordan kan det periodiske system hjælpe?
Du kan finde valens ved at se på gruppenummeret i kortperiodeversionen. For de fleste elementer, for hvilke denne karakteristik er konstant (tager kun én værdi), falder den sammen med gruppenummeret.
Sådanne ejendomme har hovedundergrupper. Hvorfor? Gruppenummeret svarer til antallet af elektroner i den ydre skal. Disse elektroner kaldes valenselektroner. De er ansvarlige for evnen til at forbinde med andre atomer.
Gruppen består af elementer med en lignende elektronisk skalstruktur, og kerneladningen stiger fra top til bund. I korttidsform er hver gruppe opdelt i hoved- og sekundære undergrupper. Repræsentanter for hovedundergrupperne er s- og p-elementer, repræsentanter for sideundergrupperne har elektroner i d- og f-orbitaler.
Hvordan bestemmer man valensen af kemiske elementer, hvis den ændrer sig? Det kan falde sammen med gruppenummeret eller være lig med gruppetallet minus otte og også have andre værdier. Vigtig!
Jo højere og til højre elementet er, jo mindre er dets evne til at danne relationer. Jo mere den flyttes ned og til venstre, jo større er den.
I jordens (uexciterede) svovltilstand er to uparrede elektroner placeret i 3p-underniveauet. I denne tilstand kan den kombineres med to brintatomer og danne svovlbrinte. Hvis svovl går ind i en mere exciteret tilstand, så vil en elektron bevæge sig til det frie 3d underniveau, og der vil være 4 uparrede elektroner.
Svovl bliver tetravalent. Hvis du giver den endnu mere energi, så vil en anden elektron bevæge sig fra 3s underniveau til 3d. Svovl vil gå ind i en endnu mere ophidset tilstand og blive hexavalent.
Konstant og variabel
Nogle gange kan evnen til at danne kemiske bindinger ændre sig. Det afhænger af, hvilken sammensætning grundstoffet indgår i. For eksempel er svovl i H2S divalent, i SO2 er det tetravalent, og i SO3 er det hexavalent. Den største af disse værdier kaldes den højeste, og den mindste kaldes den laveste. Den højeste og laveste valens ifølge det periodiske system kan fastslås som følger: den højeste falder sammen med gruppetallet, og den laveste er lig med 8 minus gruppetallet.
Hvordan bestemmer man valensen af kemiske elementer, og om den ændrer sig? Vi skal fastslå, om vi har at gøre med et metal eller et ikke-metal. Hvis det er et metal, skal du fastslå, om det tilhører hoved- eller sekundærundergruppen.
- Metaller i hovedundergrupperne har en konstant evne til at danne kemiske bindinger.
- For metaller af sekundære undergrupper - variabel.
- For ikke-metaller er den også variabel. I de fleste tilfælde har det to betydninger - højere og lavere, men nogle gange kan der være et større antal muligheder. Eksempler er svovl, klor, brom, jod, krom og andre.
I forbindelser er den laveste valens vist ved det grundstof, der er henholdsvis højere og til højre i det periodiske system, den højeste er det, der er til venstre og lavere.
Ofte får evnen til at danne kemiske bindinger mere end to betydninger. Så vil du ikke kunne genkende dem fra bordet, men du bliver nødt til at lære dem. Eksempler på sådanne stoffer:
- kulstof;
- svovl;
- klor;
- brom.
Hvordan bestemmer man valensen af et grundstof i formlen for en forbindelse? Hvis det er kendt for andre komponenter af stoffet, er dette ikke svært. For eksempel skal du beregne denne egenskab for klor i NaCl. Natrium er et element i hovedundergruppen af den første gruppe, så det er monovalent. Følgelig kan klor i dette stof også kun skabe én binding og er også monovalent.
Hvordan bestemmer man valensen af kemiske elementer, hvis den ændrer sig? Det kan falde sammen med gruppenummeret eller være lig med gruppetallet minus otte og også have andre værdier. Det er dog ikke altid muligt at finde ud af denne egenskab for alle atomer i et komplekst stof. Lad os tage HClO4 som et eksempel. Når vi kender egenskaberne af brint, kan vi kun fastslå, at ClO4 er en monovalent rest.
Hvordan kan du ellers finde ud af denne værdi?
Evnen til at danne et vist antal forbindelser falder ikke altid sammen med gruppenummeret, og i nogle tilfælde skal det blot læres. Her vil tabellen over valens af kemiske elementer komme til undsætning, som viser værdierne af denne værdi. 8. klasses kemi lærebog giver værdier for evnen til at kombinere med andre atomer af de mest almindelige typer atomer.
| H, F, Li, Na, K | 1 |
| O, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn | 2 |
| B, Al | 3 |
| C, Si | 4 |
| Cu | 1, 2 |
| Fe | 2, 3 |
| Cr | 2, 3, 6 |
| S | 2, 4, 6 |
| N | 3, 4 |
| P | 3, 5 |
| Sn, Pb | 2, 4 |
| Cl, Br, I | 1, 3, 5, 7 |
Anvendelse
Det er værd at sige, at kemikere i øjeblikket næppe bruger begrebet valens ifølge det periodiske system. I stedet bruges begrebet oxidationstilstand om et stofs evne til at danne et vist antal sammenhænge, for stoffer med struktur - kovalens, og for stoffer med ionstruktur - ionladning.
Begrebet under overvejelse bruges dog til metodiske formål. Med dens hjælp er det let at forklare, hvorfor atomer af forskellige typer kombineres i de forhold, vi observerer, og hvorfor disse forhold er forskellige for forskellige forbindelser.
I øjeblikket er tilgangen, hvorefter kombinationen af grundstoffer til nye stoffer altid blev forklaret ved hjælp af valens i henhold til det periodiske system, uanset hvilken type binding i forbindelsen, forældet. Nu ved vi, at for ioniske, kovalente og metalliske bindinger er der forskellige mekanismer til at kombinere atomer til molekyler.
Nyttig video
Lad os opsummere det
Ved hjælp af det periodiske system er det ikke muligt at bestemme evnen til at danne kemiske bindinger for alle grundstoffer. For dem, der udviser en valens ifølge det periodiske system, er det i de fleste tilfælde lig med gruppenummeret. Hvis der er to muligheder for denne værdi, så kan den være lig med gruppenummeret eller otte minus gruppenummeret. Der er også specielle borde, hvor du kan finde ud af denne egenskab.
Videnniveauet om strukturen af atomer og molekyler i det 19. århundrede tillod os ikke at forklare årsagen til, at atomer danner et vist antal bindinger med andre partikler. Men videnskabsmænds ideer var forud for deres tid, og valens studeres stadig som et af grundprincipperne for kemi.
Fra historien om fremkomsten af begrebet "valens af kemiske elementer"
Den fremragende engelske kemiker i det 19. århundrede, Edward Frankland, introducerede udtrykket "binding" i videnskabelig brug for at beskrive processen med interaktion mellem atomer med hinanden. Forskeren bemærkede, at nogle kemiske grundstoffer danner forbindelser med det samme antal andre atomer. For eksempel binder nitrogen tre brintatomer til et ammoniakmolekyle.
I maj 1852 antog Frankland, at der var et specifikt antal kemiske bindinger, som et atom kunne danne med andre små partikler af stof. Frankland brugte udtrykket "sammenhængende kraft" til at beskrive, hvad der senere ville blive kaldt valens. En britisk kemiker bestemte, hvor mange kemiske bindinger atomerne af individuelle grundstoffer kendt i midten af det 19. århundrede danner. Franklands arbejde var et vigtigt bidrag til moderne strukturkemi.
Udvikling af synspunkter
Den tyske kemiker F.A. Kekule beviste i 1857, at kulstof er tetrabasisk. I sin enkleste forbindelse, metan, opstår der bindinger med 4 hydrogenatomer. Videnskabsmanden brugte udtrykket "basicitet" til at betegne elementernes egenskab til at vedhæfte et strengt defineret antal andre partikler. I Rusland blev dataene systematiseret af A. M. Butlerov (1861). Teorien om kemisk binding modtog yderligere udvikling takket være doktrinen om periodiske ændringer i grundstoffernes egenskaber. Dens forfatter er en anden fremragende D.I. Han beviste, at valensen af kemiske elementer i forbindelser og andre egenskaber er bestemt af den position, de indtager i det periodiske system.
Grafisk fremstilling af valens og kemisk binding
Evnen til visuelt at afbilde molekyler er en af de utvivlsomme fordele ved valensteorien. De første modeller dukkede op i 1860'erne, og siden 1864 er de blevet brugt, som repræsenterer cirkler med et kemisk tegn indeni. Mellem symbolerne for atomer er der angivet en tankestreg, og antallet af disse linjer er lig med valensværdien. I de samme år blev de første bold-og-stok-modeller produceret (se foto til venstre). I 1866 foreslog Kekule en stereokemisk tegning af carbonatomet i form af et tetraeder, som han inkluderede i sin lærebog Organic Chemistry.
Valensen af kemiske grundstoffer og dannelsen af bindinger blev undersøgt af G. Lewis, som udgav sine værker i 1923. Dette er navnet på de mindste negativt ladede partikler, der udgør atomernes skaller. I sin bog brugte Lewis prikker omkring de fire sider af elementsymbolet til at repræsentere valenselektroner.
Valens af brint og oxygen
Før oprettelsen af det periodiske system blev valensen af kemiske grundstoffer i forbindelser normalt sammenlignet med de atomer, som den var kendt for. Brint og oxygen blev valgt som standarder. Et andet kemisk grundstof tiltrak eller erstattede et vist antal H- og O-atomer.
På denne måde blev egenskaber bestemt i forbindelser med monovalent brint (valensen af det andet element er angivet med et romertal):
- HCl - klor (I):
- H20 - oxygen (II);
- NH3 - nitrogen (III);
- CH4 - carbon (IV).
I oxiderne K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3 blev iltvalensen af metaller og ikke-metaller bestemt ved at fordoble antallet af tilsatte O-atomer. Følgende værdier blev opnået: K (. I), C(II), N(III), Si(IV), S(VI).
Sådan bestemmes valensen af kemiske elementer
Der er regelmæssigheder i dannelsen af kemiske bindinger, der involverer delte elektronpar:
- Den typiske valens af brint er I.
- Den sædvanlige valens af oxygen er II.
- For ikke-metalelementer kan den laveste valens bestemmes af formel 8 - nummeret på gruppen, hvori de er placeret i det periodiske system. Det højeste, hvis det er muligt, bestemmes af gruppenummeret.
- For elementer i sideundergrupper er den maksimalt mulige valens den samme som deres gruppenummer i det periodiske system.
Bestemmelse af valensen af kemiske elementer i henhold til forbindelsesformlen udføres ved hjælp af følgende algoritme:
- Skriv den kendte værdi for et af grundstofferne over det kemiske symbol. For eksempel i Mn 2 O 7 er valensen af oxygen II.
- Beregn den samlede værdi, for hvilken du skal gange valensen med antallet af atomer af det samme kemiske element i molekylet: 2 * 7 = 14.
- Bestem valensen af det andet element, som det er ukendt for. Divider værdien opnået i trin 2 med antallet af Mn-atomer i molekylet.
- 14: 2 = 7. i sit højere oxid - VII.
Konstant og variabel valens
Valensværdierne for brint og oxygen er forskellige. For eksempel er svovl i forbindelsen H 2 S divalent, og i formlen SO 3 er det hexavalent. Kulstof danner CO-monoxid og CO 2-dioxid med ilt. I den første forbindelse er valensen af C II, og i den anden er den IV. Samme værdi i metan CH 4.
De fleste grundstoffer udviser ikke konstant, men variabel valens, for eksempel fosfor, nitrogen, svovl. Søgningen efter hovedårsagerne til dette fænomen førte til fremkomsten af teorier om kemisk binding, ideer om valensskal af elektroner og molekylære orbitaler. Eksistensen af forskellige værdier af den samme egenskab blev forklaret ud fra synspunktet om strukturen af atomer og molekyler.
Moderne ideer om valens
Alle atomer består af en positiv kerne omgivet af negativt ladede elektroner. Den ydre skal, de danner, er nogle gange ufærdig. Den færdige struktur er den mest stabile og indeholder 8 elektroner (oktet). Fremkomsten af en kemisk binding på grund af delte elektronpar fører til en energetisk gunstig tilstand af atomer.
Reglen for dannelse af forbindelser er at fuldende skallen ved at acceptere elektroner eller opgive uparrede - alt efter hvilken proces der er nemmere. Hvis et atom giver negative partikler, der ikke har et par til at danne en kemisk binding, danner det lige så mange bindinger, som det har uparrede elektroner. Ifølge moderne koncepter er valensen af atomer af kemiske elementer evnen til at danne et vist antal kovalente bindinger. For eksempel i hydrogensulfidmolekylet H 2 S opnår svovl valens II (-), da hvert atom deltager i dannelsen af to elektronpar. "-" tegnet angiver tiltrækningen af elektronparret til det mere elektronegative element. For de mindre elektronegative lægges "+" til valensværdien.
Med donor-acceptor-mekanismen involverer processen elektronpar af et element og frie valensorbitaler af et andet.
Valensens afhængighed af atomstruktur
Lad os overveje, ved at bruge kulstof og ilt som et eksempel, hvordan valensen af kemiske elementer afhænger af stoffets struktur. Det periodiske system giver en idé om de vigtigste egenskaber ved carbonatomet:
- kemisk symbol - C;
- elementnummer - 6;
- kerneladning - +6;
- protoner i kernen - 6;
- elektroner - 6, inklusive 4 eksterne, hvoraf 2 danner et par, 2 - uparrede.
Hvis kulstofatomet i CO-monoxid danner to bindinger, så kommer kun 6 negative partikler i brug. For at erhverve en oktet skal parrene danne 4 eksterne negative partikler. Kulstof har valens IV (+) i dioxid og IV (-) i metan.
Atomtallet for oxygen er 8, valensskallen består af seks elektroner, 2 af dem danner ikke par og deltager i kemiske bindinger og interaktioner med andre atomer. Den typiske valens af oxygen er II (-).
Valens og oxidationstilstand
I mange tilfælde er det mere bekvemt at bruge begrebet "oxidationstilstand". Dette er navnet på ladningen på et atom, som det ville erhverve, hvis alle bindingselektronerne blev overført til et grundstof, der har en højere elektronegativitetsværdi (EO). Oxidationstallet i et simpelt stof er nul. Et "-"-tegn tilføjes til oxidationstilstanden for et grundstof, der er mere elektronegativt, et "+" tilføjes til oxidationstilstanden for et grundstof, der er mindre elektronegativt. For metaller i hovedundergrupperne er for eksempel oxidationstilstande og ionladninger svarende til gruppenummeret med et "+"-tegn typiske. I de fleste tilfælde er valensen og oxidationstilstanden af atomer i den samme forbindelse numerisk den samme. Kun når de interagerer med flere elektronegative atomer er oxidationstilstanden positiv, med grundstoffer med lavere EO er negativ. Begrebet "valens" anvendes ofte kun på stoffer med en molekylær struktur.
Atomer af kemiske grundstoffer kan danne et andet antal bindinger. Denne evne har et særligt navn - valens. Lad os finde ud af, hvordan man bestemmer valens ved hjælp af det periodiske system, find ud af, hvad det er dens forskel fra graden oxidation, vil vi se de mønstre, der er karakteristiske for kulstof, fosfor, zink, vi vil lære at finde valensen af kemiske elementer.
Grundlæggende
Valens er evnen hos atomer af forskellige kemiske grundstoffer til at danne bindinger med hinanden. Med andre ord kan vi sige, at dette er et atoms evne til at knytte et vist antal andre atomer til sig selv.
Hvordan bestemmer man valensen af kemiske elementer, hvis den ændrer sig? Det kan falde sammen med gruppenummeret eller være lig med gruppetallet minus otte og også have andre værdier. Dette er ikke altid et konstant tal for det samme element. I forskellige forbindelser kan et grundstof have forskellige betydninger.
Bestemmelse i henhold til tabel D.I. Mendeleev
For at bestemme denne evne af et atom, er det nødvendigt at vide hvad grupper og undergrupper af det periodiske system.
Det er lodrette søjler, der opdeler alle elementer efter et bestemt kriterium. Afhængigt af karakteristikken skelnes der underinddelinger af elementer.
Disse søjler opdeler elementerne i tunge og lette elementer, såvel som undergrupper - halogener, inerte gasser og lignende.
Så for at bestemme et elements evne til at danne bindinger, skal du styres af to regler:
- Den højeste valens af et grundstof er lig med dets gruppenummer.
- Den laveste valens findes som forskellen mellem tallet 8 og tallet på den gruppe, hvori grundstoffet er placeret.
For eksempel fosfor udviser højere valens V – P 2 O 5 og lavere (8-5) = 3 – PF 3.
Det er også værd at bemærke flere hovedegenskaber og funktioner, når du bestemmer denne indikator:
- Valensen af brint er altid I – H 2 O, HNO 3, H 3 PO 4.
- Valens er altid lig med II - CO 2, SO 3.
- For metaller, der er placeret i hovedundergruppen, er denne indikator altid lig med gruppenummeret - Al 2 O 3, NaOH, KH.
- For ikke-metaller vises der oftest kun to valenser - højere og lavere.
Der er også elementer, der kan have 3 eller 4 forskellige værdier denne indikator. Disse omfatter klor, bor, jod, krom, svovl og andre. For eksempel har chlor en valens på henholdsvis I, III, V, VII - HCl, ClF 3, ClF 5, HClO 4.
Bestemmelse ved formel
For at bestemme brugen af formlen kan du bruge flere regler:
- Hvis valensen (V) af et af grundstofferne i en dobbeltforbindelse er kendt: lad os sige, at der er en forbindelse af kulstof og oxygen CO 2, og vi ved, at valensen af oxygen altid er lig med II, så kan vi bruge følgende regel: produktet af antallet af atomer ved dets V af et grundstof skal lig med produktet af antallet af atomer i et andet grundstof ved dets V. Således kan valens findes på denne måde - 2 × 2 (i et molekyle der er 2 oxygenatomer med V = 2), dvs kulstofvalens er 4. Lad os overveje et par flere eksempler: P 2 O 5 - her valensen af fosfor = (5*2)/2 = 5. HCl - valensen af chlor vil være lig med I, da der er 1 hydrogenatom i dette molekyle, og V = 1.
- Hvis valensen af flere grundstoffer, der udgør en gruppe, er kendt: i et molekyle af natriumhydroxid NaOH er valensen af ilt II, og valensen af hydrogen er I, således har -OH-gruppen én fri valens, da oxygen har vedhæftet kun et brintatom og en binding mere er fri. Natrium vil slutte sig til det. Vi kan konkludere, at natrium er et monovalent grundstof.
Forskellen mellem oxidationstilstand og valens
Det er meget vigtigt at forstå den grundlæggende forskel mellem disse begreber. Oxidationstilstanden er konventionel elektrisk ladning, som kernen i et atom besidder, mens valens er antallet af bindinger, som et grundstofs kerne kan etablere.
Lad os se nærmere på, hvad oxidationstilstanden er. Ifølge den moderne teori om atomstruktur består kernen af et grundstof af positivt ladede protoner og neutroner uden ladning, og omkring den er elektroner med negativ ladning, som balancerer ladningen af kernen og gør grundstoffet elektrisk neutralt.
Hvis et atom etablerer en binding med et andet grundstof, er det donerer eller tager imod elektroner, det vil sige, at den forlader balancetilstanden og begynder at få en elektrisk ladning. Desuden, hvis et atom afgiver en elektron, bliver det positivt ladet, og hvis det accepterer det, bliver det negativt ladet.
Opmærksomhed! I forbindelsen af klor og hydrogen HCl afgiver brint en elektron og får en ladning på +1, og klor tager en elektron og bliver negativ -1. I komplekse forbindelser, HNO 3 og H 2 SO 4, vil oxidationstilstandene være H +1 N +5 O 3 -2 og H 2 +1 S +6 O 4 -2.
Ved at sammenligne disse to definitioner kan vi konkludere, at valens og oxidationstilstand ofte er de samme: hydrogenvalens +1 og valens I, oxygenoxidationstilstand -2 og V II, men det er meget vigtigt at huske, at denne regel følges ikke altid!
I den organiske forbindelse af kulstof kaldet formaldehyd og formlen HCOH har kulstof en oxidationstilstand på 0, men den har en V på 4. I hydrogenperoxid H 2 O 2 har oxygen en oxidationstilstand på +1, men V forbliver lig til 2. Derfor bør disse to ikke identificeres begreber, da dette i nogle tilfælde kan føre til en fejl.
Valens af fælles elementer
Brint
Et af de mest udbredte grundstoffer i universet, fundet i mange forbindelser og har altid V=1. Dette skyldes strukturen af dens ydre elektronorbital, hvor brint har 1 elektron.
På det første niveau kan der ikke være mere end to elektroner ad gangen, så brint kan enten opgive sin elektron og danne en binding (elektronskallen forbliver tom), eller acceptere 1 elektron, der også danner en ny binding (elektronen) skal vil være helt fyldt).
Eksempel: H 2 O – 2 hydrogenatomer med V=1 er forbundet med divalent oxygen; HCl - monovalent klor og hydrogen; HCN er blåsyre, hvor hydrogen også udviser en V på 1.
Begrebet "valens" er blevet dannet i kemi siden begyndelsen af det 19. århundrede. Den engelske videnskabsmand E. Frankland bemærkede, at alle grundstoffer kun kan danne et vist antal bindinger med atomer af andre grundstoffer. Han kaldte det "forbindelseskraft". Senere studerede den tyske videnskabsmand F.A. Kekule metan og kom til den konklusion, at et kulstofatom kun kan binde fire brintatomer under normale forhold.
Han kaldte det basicitet. Grundlaget for kulstof er fire. Det vil sige, at kulstof kan danne fire bindinger med andre grundstoffer.
Konceptet blev videreudviklet i D.I. Mendeleevs værker. Dmitry Ivanovich udviklede doktrinen om periodiske ændringer i simple stoffers egenskaber. Han definerede forbindelseskraft som et grundstofs evne til at vedhæfte et vist antal atomer af et andet grundstof.
Bestemmelse fra det periodiske system
Det periodiske system gør det nemt at bestemme grundstoffernes grundlæggende karakter. Til dette har du brug for kunne læse det periodiske system. Tabellen har otte grupper lodret, og perioder er arrangeret vandret. Hvis perioden består af to rækker, så kaldes den stor, og hvis den består af én, kaldes den lille. Elementer er ujævnt fordelt lodret i kolonner og grupper. Valens er altid angivet med romertal.
For at bestemme valens skal du vide, hvad det er. For metaller i hovedundergrupperne er den altid konstant, men for ikke-metaller og metaller fra sekundære undergrupper kan den være variabel.
Konstanten er lig med gruppetallet. En variabel kan være højere eller lavere. Den højeste variabel er lig med gruppetallet, og den lave beregnes ved formlen: otte minus gruppetallet . Når du bestemmer dig, skal du huske:
- for brint er det lig med I;
- for oxygen - II.
Hvis en forbindelse har et hydrogen- eller oxygenatom, er det ikke svært at bestemme dens valens, især hvis vi har et hydrid eller oxid.
Formel og algoritme
Den laveste valens er for de elementer, der er placeret til højre og højere i tabellen. Og omvendt, hvis elementet er lavere og til venstre, så vil det være højere. For at definere det, du skal følge den universelle algoritme:
Eksempel: lad os tage ammoniakforbindelsen - NH3. Vi ved, at brintatomet har en konstant valens og er lig med I. Vi gange I med 3 (antallet af atomer) - det mindste multiplum er 3. Nitrogen i denne formel har et indeks på et. Deraf konklusionen: vi dividerer 3 med 1, og vi finder, at for nitrogen er det lig med IIII.
Værdien for brint og ilt er altid let at bestemme. Det er sværere, når det skal bestemmes uden dem. F.eks forbindelse SiCl4. Hvordan bestemmer man valensen af elementer i dette tilfælde? Klor er i gruppe 7. Det betyder, at dens valens er enten 7 eller 1 (otte minus gruppenummeret). Silicium er i den fjerde gruppe, hvilket betyder, at dets potentiale for at danne bindinger er fire. Det bliver logisk, at klor udviser den laveste valens i denne situation, og den er lig med I.
Moderne lærebøger i kemi indeholder altid en tabel over kemiske grundstoffers valens. Det gør opgaven meget lettere for eleverne. Emnet studeres i ottende klasse - i forløbet uorganisk kemi.
Moderne repræsentationer
Moderne ideer om valens baseret på atomernes struktur. Et atom består af en kerne og elektroner, der roterer i orbitaler.
Selve kernen består af protoner og neutroner, som bestemmer atomvægten. For at et stof skal være stabilt, skal dets energiniveauer være fyldt og have otte elektroner.
Når elementer interagerer, stræber de efter stabilitet og enten opgiver deres uparrede elektroner eller accepterer dem. Interaktionen foregår efter princippet om "hvilket er nemmere" - at give eller acceptere elektroner. Dette bestemmer også, hvordan valensen ændrer sig i det periodiske system. Antallet af uparrede elektroner i den ydre energiorbital er lig med gruppetallet.
Som et eksempel
Alkalimetalnatrium er i den første gruppe af Mendeleevs periodiske system. Det betyder, at den har én uparret elektron i sit ydre energiniveau. Klor er i den syvende gruppe. Det betyder, at klor har syv uparrede elektroner. Klor har brug for præcis én elektron for at fuldføre sit energiniveau. Natrium donerer sin elektron til det og bliver stabilt i forbindelsen. Klor får en ekstra elektron og bliver også stabil. Som et resultat opstår en binding og en stærk forbindelse - NaCl - det berømte bordsalt. Valensen af klor og natrium vil i dette tilfælde være lig med 1.