Валентность (химия)

В химии , то валентность или валентность из элемента является мерой его способности комбинирования с другими атомами , когда она образует химические соединения или молекулу .

Описание [ править ]

Комбинирующая способность или сродство атома данного элемента определяется числом атомов водорода, с которыми он соединяется. В метане углерод имеет валентность 4; в аммиаке азот имеет валентность 3; в воде кислород имеет валентность 2; а в хлористом водороде хлор имеет валентность 1. Хлор, поскольку он имеет валентность, равную единице, может быть заменен на водород. Фосфор имеет валентность 5 в пентахлориде фосфора PCl ₅ . Диаграммы валентности соединения представляют связь элементов с линиями, проведенными между двумя элементами, иногда называемыми связями, представляющими насыщенную валентность для каждого элемента. ^[1] В двух таблицах ниже показаны некоторые примеры различных соединений, их диаграммы валентности и валентности для каждого элемента соединения.

Сложный	H 2 Водород	CH 4 Метан	C 3 H 8 Пропан	C 2 H 2 ацетилен
Диаграмма
Валентности	Водород: 1	Углерод: 4 Водород: 1	Углерод: 4 Водород: 1	Углерод: 4 Водород: 1

Сложный	NH 3 Аммиак	NaCN цианид натрия	H 2 S сероводород	H 2 SO 4 Серная кислота	Cl 2 O 7 Гептоксид дихлора
Диаграмма
Валентности	Азот: 3 Водород: 1	Натрий: 1 Углерод: 4 Азот: 3	Сера: 2 Водород: 1	Сера: 6 Кислород: 2 Водород: 1	Хлор: 7 Кислород: 2

Современные определения [ править ]

Валентность определяется IUPAC как: ^[2]

Максимальное количество одновалентных атомов (первоначально атомов водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом рассматриваемого элемента, или с фрагментом, или для которых атом этого элемента может быть замещен.

Альтернативное современное описание: ^[3]

Число атомов водорода, которые могут соединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное число атомов кислорода, соединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах.

Это определение отличается от определения IUPAC, поскольку можно сказать, что элемент имеет более одной валентности.

Очень похожее современное определение, данное в недавней статье, определяет валентность конкретного атома в молекуле как «количество электронов, которые атом использует для связывания», с двумя эквивалентными формулами для вычисления валентности: ^[4]

валентность = количество электронов в валентной оболочке свободного атома - количество несвязывающих электронов на атоме в молекуле ,

и

валентность = количество облигаций + формальный заряд .

Историческое развитие [ править ]

Этимологии из слов валентности (множественное число валентностей ) и валентности (множественное число валентностей ) восходит к 1425 году , что означает «экстракт, препарат», от латинского Валентии «сила, способность», от ранее доблесть «стоит, значение», так и химические вещества значение, относящееся к «объединяющей силе элемента», записано с 1884 года в немецком Валенце . ^[5]

Концепция валентности была разработана во второй половине 19 века и помогла успешно объяснить молекулярную структуру неорганических и органических соединений. ^[1] Поиск основных причин валентности привел к современным теориям химической связи, включая кубический атом (1902 г.), структуры Льюиса (1916 г.), теорию валентных связей (1927 г.), молекулярные орбитали (1928 г.), электрон валентной оболочки. теория парного отталкивания (1958) и все передовые методы квантовой химии .

В 1789 году Уильям Хиггинс опубликовал взгляды на то, что он называл комбинациями «предельных» частиц, которые предвосхитили концепцию валентных связей . ^[6] Если, например, согласно Хиггинсу, сила между конечной частицей кислорода и конечной частицей азота составляла 6, то сила силы была бы соответственно разделена, и аналогично для других комбинаций конечных частиц ( см. иллюстрацию).

Однако точное начало теории химических валентностей можно проследить до работы Эдварда Франкленда 1852 года , в которой он объединил старую радикальную теорию с мыслями о химическом сродстве, чтобы показать, что определенные элементы имеют тенденцию соединяться с другими элементами, чтобы образуют соединения, содержащие 3, т. е. в группах с 3 атомами (например, NO ₃ , NH ₃ , NI ₃ и т.д.) или 5, т. е. в группах с 5 атомами (например, NO ₅ , NH ₄ O, PO ₅и др.), эквиваленты присоединяемых элементов. По его словам, это способ наилучшего удовлетворения их родства, и, следуя этим примерам и постулатам, он заявляет, насколько очевидно, что это ^[7]

Здесь преобладает тенденция или закон, и что, независимо от характера объединяющих атомов, объединяющая сила притягивающего элемента, если мне позволят термин, всегда удовлетворяется одним и тем же числом этих атомов. .

Эта «объединяющая сила» была впоследствии названа квантивалентностью или валентностью (и валентностью американские химики). ^[6] В 1857 году Август Кекуле предложил фиксированные валентности для многих элементов, таких как 4 для углерода, и использовал их, чтобы предложить структурные формулы для многих органических молекул, которые до сих пор приняты.

Большинство химиков 19-го века определяли валентность элемента как количество его связей, не различая различных типов валентности или связи. Однако в 1893 году Альфред Вернер описал координационные комплексы переходных металлов, такие как [Co (NH ₃ ) ₆ ] Cl ₃ , в которых он выделил главную и вспомогательную валентности (нем. «Hauptvalenz» и «Nebenvalenz»), соответствующие современным представлениям о степень окисления и координационное число соответственно.

Для элементов основной группы в 1904 году Ричард Абегг рассмотрел положительные и отрицательные валентности (максимальные и минимальные степени окисления) и предложил правило Абегга, согласно которому их разница часто равна 8.

Электроны и валентность [ править ]

Модель Резерфорда ядерного атома (1911) показала , что внешний вид атома занимают электроны , что свидетельствует , что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей. В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь в терминах тенденции атомов (основной группы) к достижению стабильного октета из 8 электронов валентной оболочки. Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам за счет разделения электронов, а ионная связь приводит к октетам за счет передачи электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Ленгмюру , который в 1919 году заявил, что «количество парэлектронов, которые любой данный атом делит с соседними атомами, называется ковалентностью этого атома ». ^[8] Префикс совместно означает« вместе », так что ковалентная связь означает, что атомы имеют общую валентность. сейчас чаще говорят о ковалентных связях, а не о валентности , которая вышла из употребления в высокоуровневых исследованиях из-за достижений теории химической связи, но все еще широко используется в элементарных исследованиях, где обеспечивает эвристический анализ. введение в предмет.

В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи , которые занимают промежуточное положение между ковалентными и ионными, и что степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательностей двух связанных атомов.

Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы , в которых элементы основной группы имеют кажущуюся валентность больше, чем максимальное значение из 4, разрешенное правилом октетов. Например, в молекуле гексафторида серы (SF ₆ ) Полинг считал, что сера образует 6 истинных двухэлектронных связей с использованием гибридных атомных орбиталей sp ³ d ² , которые объединяют одну s, три p и две d орбитали. Однако недавно квантово-механические расчеты этой и подобных молекул показали, что роль d-орбиталей в связывании минимальна и что SF ₆Молекула должна быть описана как имеющая 6 полярных ковалентных (частично ионных) связей, образованных только четырьмя орбиталями на сере (одна s и три p) в соответствии с правилом октетов, вместе с шестью орбиталями на фторах. ^[9] Подобные расчеты на молекулах переходных металлов показывают, что роль p-орбиталей незначительна, поэтому для описания связи достаточно одной s и пяти d-орбиталей на металле. ^[10]

Общие валентности [ править ]

Для элементов в основных группах в периодической таблице , валентность может варьироваться от 1 до 7.

Многие элементы имеют общую валентность, связанную с их положением в периодической таблице, и в настоящее время это объясняется правилом октетов . Префиксы греческих / латинских цифр (моно- / уни-, ди- / би-, три- / тер- и т. Д.) Используются для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. Д. Соответственно. Поливалентность или многовалентность относятся к видам , которые не ограничены определенным числом валентных связей . Однозарядные виды одновалентны (одновалентны). Например, катион Cs ⁺ является одновалентным или одновалентным катионом, тогда как катион Ca ²⁺ является двухвалентным катионом, а катион Fe ³⁺катион - трехвалентный катион. В отличие от Cs и Ca, Fe также может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион. ^[11] Переходные металлы и металлы справа обычно многовалентны, но не существует простой схемы, предсказывающей их валентность. ^[12]

† Те же прилагательные также используются в медицине для обозначения валентности вакцины, с той небольшой разницей, что в последнем смысле квадри- более распространен, чем тетра- .

‡ Судя по количеству просмотров в веб-поиске Google и поисковой системе Google Книги (по состоянию на 2017 г.).

§ Некоторые другие формы можно найти в больших англоязычных корпусах (например, * quintavalent, * quintivalent, * decivalent ), но они не являются общепринятыми формами в английском языке и поэтому не входят в основные словари.

Валентность в зависимости от степени окисления [ править ]

Из-за неоднозначности термина валентность ^[13] в настоящее время предпочтительны другие обозначения. Помимо системы чисел окисления , использованные в фондовой номенклатуре для координационных соединений , ^[14] и лямбда обозначения, используемые в IUPAC номенклатуре неорганической химии , ^[15] Степень окисления является более четким указанием электронного состояния атомов в молекула.

Степень окисления атома в молекуле дает количество валентных электронов, которые он получил или потерял. ^[16] В отличие от числа валентности, степень окисления может быть положительной (для электроположительного атома) или отрицательной (для электроотрицательного атома).

Элементы с высокой степенью окисления могут иметь валентность выше четырех. Например, в перхлоратах хлор имеет семь валентных связей; рутений в степени окисления +8 в четырехокиси рутения имеет восемь валентных связей.

Примеры [ править ]

* Одивалентный перхлорат-ион ( ClO^-
₄) имеет валентность 1.
** Оксид железа присутствует в кристаллической структуре , поэтому типичная молекула не может быть идентифицирована.
 В закиси железа Fe имеет степень окисления II, в оксиде железа - степень окисления III.

Валентности также могут отличаться от абсолютных значений степеней окисления из-за разной полярности связей. Например, в дихлорметане , CH ₂ Cl ₂ , углерод имеет валентность 4, но степень окисления 0.

Определение «Максимальное количество облигаций» [ править ]

Франкланд придерживался мнения, что валентность (он использовал термин «атомарность») элемента - это единственное значение, которое соответствует максимальному наблюдаемому значению. Число неиспользуемых валентностей на атомах того, что сейчас называется p-блочными элементами, в общем, равно, и Франкланд предположил, что неиспользованные валентности насыщают друг друга. Например, азот имеет максимальную валентность 5, при образовании аммиака две валентности остаются несвязанными; сера имеет максимальную валентность 6, при образовании сероводорода четыре валентности не присоединяются. ^{[17] [18]}

Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) сделал несколько попыток , чтобы прийти к однозначному определению валентности. Текущая версия, принятая в 1994 г .: ^[19]

Максимальное количество одновалентных атомов (первоначально атомов водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом рассматриваемого элемента, или с фрагментом, или для которых атом этого элемента может быть замещен. ^[2]

Первоначально водород и хлор использовались в качестве примеров одновалентных атомов, поскольку по своей природе они образуют только одну одинарную связь. Водород имеет только один валентный электрон и может образовывать только одну связь с атомом, имеющим неполную внешнюю оболочку . Хлор имеет семь валентных электронов и может образовывать только одну связь с атомом, который отдает валентный электрон для завершения внешней оболочки хлора. Однако хлор также может иметь степень окисления от +1 до +7 и может образовывать более одной связи, отдавая валентные электроны .

Водород имеет только один валентный электрон, но он может образовывать связи более чем с одним атомом. В бифторид- ионе ( [HF
₂]^-
), например, он образует трехцентровую четырехэлектронную связь с двумя атомами фторида:

[F – HF ^- ↔ F ^- H – F]

Другой пример - трехцентровая двухэлектронная связь в диборане (B ₂ H ₆ ).

Максимальные валентности элементов [ править ]

Максимальные валентности элементов основаны на данных из списка степеней окисления элементов .

vтеМаксимальные валентности элементов
	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Группа  →
↓  Период
1	1 ЧАС																		2 Он
2	3 Ли	4 Быть												5 B	6 C	7 N	8 О	9 F	10 Ne
3	11 Na	12 Mg												13 Al	14 Si	15 п	16 S	17 Cl	18 Ar
4	19 K	20 Ca		21 год Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 год Fe	27 Co	28 год Ni	29 Cu	30 Zn	31 год Ga	32 Ge	33 В качестве	34 Se	35 год Br	36 Kr
5	37 Руб.	38 Sr		39 Y	40 Zr	41 год Nb	42 Пн	43 год Tc	44 год RU	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 CD	49 В	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 я	54 Xe
6	55 CS	56 Ба		71 Лу	72 Hf	73 Та	74 W	75 Re	76 Операционные системы	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 год Tl	82 Pb	83 Би	84 По	85 В	86 Rn
7	87 Пт	88 Ра		103 Lr	104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Nh	114 Fl	115 Mc	116 Ур.	117 Ц	118 Og
				57 Ла	58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Вечера	62 См	63 Европа	64 Б-г	65 Tb	66 Dy	67 Хо	68 Э	69 Тм	70 Yb
				89 Ac	90 Чт	91 Па	92 U	93 Np	94 Пу	95 Являюсь	96 См	97 Bk	98 Cf	99 Es	100 FM	101 Мкр	102 Нет
Максимальные валентности основаны на Списке степеней окисления элементов.
0123456789Неизвестный Цвет фона показывает максимальную валентность химического элемента. Первозданный  От распада  Синтетический Граница показывает естественное появление элемента

См. Также [ править ]

• Правило Абегга
• Состояние окисления

Ссылки [ править ]