1
/
5
Täpse ja hiljem täielikult kinnitust leidnud arusaama valentsi fenomenist pakkus aga 1852. aastal välja keemik Eduard Frankland oma töös, kus ta kogus ja mõtles ümber kõik sel ajal selles osas eksisteerinud teooriad ja oletused. Vaadeldes võimet küllastada erinevaid metalle ja võrreldes metallide orgaaniliste derivaatide koostist mittemetallide koostisega. orgaanilised ühendid, tutvustas Frankland mõistet " ühendav jõud» ( ühendav kaal), pannes sellega aluse valentsusõpetusele. Kuigi Frankland kehtestas mõned konkreetsed seadused, ei arenenud tema ideid välja.
Valentsusteooria loomisel oli otsustav roll Friedrich August Kekulel. 1857. aastal näitas ta, et süsinik on neljaaluseline (tetraaatomiline) element ja selle lihtsaim ühend on metaan CH 4. Olles kindel oma ideede tõesuses aatomite valentsuse kohta, tutvustas Kekule need oma orgaanilise keemia õpikusse: aluselisus on autori sõnul aatomi põhiomadus, sama konstantne ja muutumatu omadus nagu aatomi kaal. 1858. aastal väljendati Kekule ideedega peaaegu ühtivaid seisukohti artiklis “ Uuest keemilisest teooriast» Archibald Scott Cooper.
Kolm aastat hiljem, septembris 1861, tegi A. M. Butlerov valentsiteooriasse kõige olulisemad täiendused. Ta tegi selge vahe vabal aatomil ja aatomil, mis on afiinsuse tõttu ühinenud teisega. ühendab ja läheb uus vormiriietus
" Butlerov tutvustas afiinsusjõudude täieliku kasutamise kontseptsiooni ja " afiinsuspinge", see tähendab sidemete energeetiline mitteekvivalentsus, mis on tingitud aatomite vastastikusest mõjust molekulis. Selle vastastikuse mõju tulemusena omandavad aatomid sõltuvalt nende struktuurikeskkonnast erineva "keemiline tähtsus" Butlerovi teooria võimaldas selgitada paljusid eksperimentaalseid fakte, mis puudutasid orgaaniliste ühendite isomeeria ja nende reaktsioonivõimet.
Valentsiteooria tohutu eelis oli molekuli visuaalse esituse võimalus. 1860. aastatel. ilmusid esimesed molekulaarmudelid. Juba 1864. aastal tegi A. Brown ettepaneku kasutada struktuurivalemeid ringidena, millesse on paigutatud elementide sümbolid, mis on ühendatud joontega, mis näitavad aatomite vahelist keemilist sidet; ridade arv vastas aatomi valentsile. 1865. aastal demonstreeris A. von Hoffmann esimesi palli-pulga-mudeleid, milles aatomite rolli täitsid kroketipallid. 1866. aastal ilmusid Kekule õpikusse joonised stereokeemilistest mudelitest, milles süsinikuaatomil oli tetraeedriline konfiguratsioon.
Algselt võeti valentsiühikuks vesinikuaatomi valents. Teise elemendi valentsust saab väljendada vesinikuaatomite arvuga, mis lisab endale või asendab selle teise elemendi ühe aatomi. Sel viisil määratud valentsi nimetatakse valentsiks vesinikuühendites või vesiniku valentsiks: näiteks ühendites HCl, H 2 O, NH 3, CH 4 on kloori vesiniku valents üks, hapniku - kaks, lämmastiku - kolm, süsinik - neli.
Hapniku valents on tavaliselt võrdne kahega. Seega, teades antud elemendi hapnikuühendi koostist või valemit, saab määrata selle valentsi kahekordse hapnikuaatomite arvuna, millega saab kinnituda antud elemendi ühe aatomi. Sel viisil määratud valentsi nimetatakse elemendi valentsiks hapnikuühendites või hapniku valentsiks: seega on ühendites K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3 kaaliumi hapnikuvalents üks, süsinik - kaks, lämmastik - kolm, räni - neli, väävel - kuus.
Enamiku elementide puhul on vesiniku ja hapnikuühendite valentsusväärtused erinevad: näiteks väävli valents vesinikus on kaks (H 2 S) ja hapnikus kuus (SO 3). Lisaks on enamikul elementidel nende erinevates ühendites erinev valents (mõnel elemendil ei pruugi olla ei hüdriide ega oksiide). Näiteks süsinik moodustab hapnikuga kaks oksiidi: süsinikmonooksiid CO ja süsinikdioksiid CO 2 . Vingugaasis on süsiniku valents kaks ja süsinikdioksiidis neli (mõned elemendid võivad moodustada ka peroksiide). Vaadeldavatest näidetest järeldub, et reeglina ei ole võimalik elemendi valentsi iseloomustada ühegi numbri ja/või meetodiga.
Kaasaegsed ideed valentsi kohta
Alates keemilise sideme teooria ilmumisest on valentsi mõiste läbinud märkimisväärse arengu. Praegu puudub sellel range teaduslik tõlgendus, seetõttu on see teadussõnavarast peaaegu täielikult välja tõrjutud ja seda kasutatakse peamiselt metoodilistel eesmärkidel.
Põhimõtteliselt mõistetakse keemilise elemendi valentsina tavaliselt selle vabade aatomite võimet (kitsamas tähenduses selle võime mõõtu) moodustada teatud arv. kovalentsed sidemed. Kovalentsete sidemetega ühendites määrab aatomite valentsi moodustunud kaheelektroniliste kahetsentriliste sidemete arv. Täpselt selline lähenemine on omaks võetud lokaliseeritud valentssidemete teoorias, mille pakkusid välja 1927. aastal W. Heitler ja F. London. Ilmselgelt, kui aatomil on n paarimata elektronid ja müksikud elektronpaarid, siis võib see aatom tekkida n+m kovalentsed sidemed teiste aatomitega. Maksimaalse valentsi hindamisel tuleks lähtuda elektroonilisest konfiguratsioonist hüpoteetilisest nn. "erutunud" (valents) olek. Näiteks boori, süsiniku ja lämmastiku aatomi maksimaalne valents on 4 (näiteks -, CH 4 ja +), fosfori - 5 (PCl 5), väävli - 6 (H 2 SO 4), kloori - 7 (Cl207).
Sidemete arv, mida aatom võib moodustada, on võrdne tema paaritute elektronide arvuga, mida kasutatakse ühiste elektronpaaride (molekulaarsete kaheelektroni pilvede) moodustamiseks. Kovalentset sidet saab moodustada ka doonor-aktseptor mehhanismi abil. Pealegi ei võeta mõlemal juhul arvesse moodustunud sidemete polaarsust ja seetõttu pole valentsil märki - see ei saa olla ei positiivne ega negatiivne, erinevalt oksüdatsiooniastmest(N2, NO2, NH3 ja +).
Lisaks vesiniku ja hapniku valentsile saab antud elemendi aatomite võimet kombineerida omavahel või teiste elementide aatomitega mitmel juhul väljendada [sageli tuvastada] muul viisil: näiteks oksüdatsiooni. elemendi olek (aatomi tingimuslik laeng eeldusel, et aine koosneb ioonidest), kovalentsus (antud elemendi aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arv, sealhulgas samanimelise elemendiga; vt allpool) , aatomi koordinatsiooniarv (antud aatomit vahetult ümbritsevate aatomite arv) jne. Need omadused võivad olla lähedased ja isegi kvantitatiivselt kokku langeda, kuid mitte mingil juhul üksteisega identsed. Näiteks lämmastiku N2, süsinikmonooksiidi CO ja tsüaniidiooni CN− isoelektroonilistes molekulides realiseerub kolmikside (st iga aatomi valents on 3), kuid elementide oksüdatsiooniaste on vastavalt 0 , +2, -2, +2 ja -3. Etaanimolekulis (vt joonist) on süsinik neljavalentne, nagu enamikus orgaanilistes ühendites, samas kui oksüdatsiooniaste on –3.
See kehtib eriti delokaliseeritud keemiliste sidemetega molekulide kohta, näiteks lämmastikhappes on lämmastiku oksüdatsiooniaste +5, samas kui lämmastiku valents ei saa olla suurem kui 4. Tuntud paljudest kooliõpikud reegel – “Maksimaalne valents element on arvuliselt võrdne perioodilise tabelis oleva rühma numbriga" - viitab ainult oksüdatsiooniastmele. Mõisted "konstantne valents" ja "muutuv valents" viitavad samuti peamiselt oksüdatsiooniastmele.
Kovalentsus element (elementide valentsusvõime mõõt; küllastusvõime). koguarv paarimata elektronid [valentselektronide paarid] nii aatomi normaal- kui ergastatud olekus ehk teisisõnu aatomi poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv (süsinik 2s 2 2p 2 II on kovalentne ja ergastatud olekus C* 2s 1 2p 3 - IV -kovalentne, seega on CO ja CO 2 valentsus II või IV ja kovalentsus - II Ja/või IV). Seega on lämmastiku kovalentsus molekulides N 2, NH 3, Al≡N ja tsüaanamiidi Ca=N-C≡N kolm, hapniku kovalentsus molekulides H 2 O ja CO 2 on kaks, süsiniku kovalentsus molekulides CH 4 , CO 2 ja kristall (teemant) - neli.
Klassikalises ja/või postkvantkeemilises kontseptsioonis saab optiliste (valents)elektronide arvu antud ergastusenergia juures määrata kaheaatomiliste molekulide elektrooniliste neeldumisspektrite järgi. Selle meetodi kohaselt vastab korrelatsioonisirgete/sirgete kalde puutuja vastastikune väärtus (koos molekulaarsete elektronterminite asjakohaste väärtustega, mis moodustuvad aatomite suhteliste summade kaudu) paaride arvule. valentselektronid, see tähendab valents selle klassikalises tähenduses.
Valentsuse [stöhhiomeetriline] vahel in see ühendus, selle aatomite molaarmassi ja ekvivalentmassi vahel on lihtne seos, mis tuleneb otseselt aatomiteooriast ja mõiste "ekvivalentmass" määratlusest. valents, kuna enamikul anorgaanilistest ainetest on mittemolekulaarne struktuur, samas kui enamikul orgaanilistel ainetel on molekulaarne struktuur. Neid kahte mõistet ei saa tuvastada, isegi kui need arvuliselt kattuvad. Laialdaselt kasutatakse ka terminit "valentselektronid", st kõige nõrgemalt seotud aatomi tuumaga, kõige sagedamini välised elektronid.
Elementide valentsi põhjal saab koostada ühendite tõelisi valemeid ja vastupidi, tegelike valemite põhjal saab määrata elementide valentsi antud ühendites. Sel juhul tuleb kinni pidada põhimõttest, et ühe elemendi valentsi korrutis selle aatomite arvuga on võrdne teise elemendi valentsi korrutisega selle aatomite arvuga. Seega tuleks lämmastikoksiidi (III) valemi loomiseks kirjutada elementide valentsi sümboli kohale N I I I (\displaystyle (\stackrel (III)(\mbox(N)))) O I I (\displaystyle (\stackrel (II)(\mbox(O)))). Olles määranud väikseima ühisnimetaja ja jagades selle vastavateks valentsideks, saame lämmastiku ja hapniku aatomsuhte, nimelt 2:3. Seetõttu vastab lämmastikoksiidi (III) valem N + 3 2 O − 2 3 (\displaystyle (\stackrel (+3)(\mbox(N)))_(2)(\stackrel (-2)(\mbox(O)))_(3)). Valentsuse määramiseks tehke sama vastupidises järjekorras.
Keemiline valem peegeldab keemilise ühendi või lihtaine koostist (struktuuri). Näiteks H 2 O – kaks vesinikuaatomit on ühendatud hapnikuaatomiga. Keemilised valemid sisaldavad ka teatud teavet aine struktuuri kohta: näiteks Fe(OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - need valemid näitavad mõningaid stabiilseid rühmi (OH, SO 4), mis on aine osa - selle molekul, valem või struktuuriüksus (FU või SE).
Molekulaarvalem näitab iga elemendi aatomite arvu molekulis. Molekulaarvalem kirjeldab ainult molekulaarse struktuuriga aineid (gaasid, vedelikud ja mõned tahked ained). Aatom- või ioonstruktuuriga aine koostist saab kirjeldada ainult valemiühiku sümbolitega.
Valemi ühikud näitavad lihtsaimat seost aatomite arvu vahel erinevad elemendid mateerias. Näiteks benseeni valemiühik on CH, molekulvalem on C6H6.
Struktuurne (graafiline) valem näitab aatomite ühendamise järjekorda molekulis (nagu ka FE-s ja CE-s) ning aatomitevaheliste sidemete arvu.
Selliste valemite kaalumine viis ideeni valents(valentia - tugevus) - kui antud elemendi aatomi võime kinnituda enda külge teatud arv teisi aatomeid. Eristada saab kolme tüüpi valentsi: stöhhiomeetriline (sh oksüdatsiooniaste), struktuurne ja elektrooniline.
Stöhhiomeetriline valents. Kvantitatiivne lähenemine valentsi määramisele osutus võimalikuks pärast seda, kui mõiste "ekvivalent" kehtestati ja selle defineerimine vastavalt ekvivalentide seadusele. Nendele mõistetele tuginedes saame tutvustada ettekujutust stöhhiomeetriline valents on ekvivalentide arv, mida antud aatom saab enda külge siduda, või on ekvivalentide arv aatomis. Ekvivalendid määratakse vesinikuaatomite arvu järgi, siis V сх tähendab tegelikult vesinikuaatomite (või sellega ekvivalentsete osakeste) arvu, millega antud aatom interakteerub.
V stx = Z B või V stx = .
(1.1)
Näiteks SO 3 ( S= +6) korral on Z B (S) võrdne 6 V stx (S) = 6. Vesiniku ekvivalent on 1, nii et alltoodud ühendite elementide puhul on Z B (Cl) = 1, Z B (O) = 2, Z B (N) = 3 ja Z B (C) = 4. Numbriline väärtus
Stöhhiomeetrilist valentsi tähistatakse tavaliselt rooma numbritega:
I I I II III I IV I
Juhtudel, kui element ei ühine vesinikuga, määratakse otsitava elemendi valents selle elemendi põhjal, mille valentsus on teada. Kõige sagedamini leitakse see hapniku abil, kuna selle valents ühendites on tavaliselt võrdne kahega. Näiteks ühendustes:
II II III II IV II
CaO Al 2 O 3 CO 2.
Elemendi stöhhiomeetrilise valentsi määramisel kahendühendi valemi abil tuleb meeles pidada, et ühe elemendi kõigi aatomite summaarne valents peab olema võrdne teise elemendi kõigi aatomite koguvalentsiga.
Teades elementide valentsi, saate luua aine keemilise valemi. Keemiliste valemite koostamisel saate järgida järgmist protseduuri:
1. Kirjutage ühendi moodustavate elementide keemiliste sümbolite kõrvale: KO AlCl AlO ;
2. Nende valentsus on näidatud keemiliste elementide sümbolite kohal:
I II III I III II
3. Määrake ülaltoodud reegli abil mõlema elemendi (vastavalt 2, 3 ja 6) stöhhiomeetrilist valentsi väljendavate arvude vähim ühiskordne.
Jagades vähima ühiskordse vastava elemendi valentsiga, leitakse indeksid:
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3.
Näide 1. Koostage klooroksiidi valem, teades, et selles sisalduv kloor on heptavalentne ja hapnik kahevalentne.
Lahendus. Leiame arvude 2 ja 7 väikseima kordse - see on võrdne 14-ga. Jagades vähima ühiskordse vastava elemendi stöhhiomeetrilise valentsiga, leiame indeksid: kloori aatomitele 14/7 = 2, hapniku aatomitele 14 /2 = 7.
Oksiidvalem on -Cl2O7.
Oksüdatsiooni olek iseloomustab ka aine koostist ja võrdub stöhhiomeetrilise valentsiga plussmärgiga (metalli või elektropositiivsema elemendi puhul molekulis) või miinusmärgiga.
= ±V stx. (1.2)
w on defineeritud läbi V stx, seega läbi ekvivalendi, ja see tähendab, et w(H) = ±1; lisaks võib katseliselt leida ka kõigi teiste elementide w erinevates ühendites. Eelkõige on oluline, et paljudel elementidel oleks alati või peaaegu alati konstantne oksüdatsiooniaste.
Oksüdatsiooniastmete määramisel on kasulik meeles pidada järgmisi reegleid.
1. w(H) = ±1 (. w = +1 H20-s, HCl-s; w = -1 NaH-s, CaH2-s);
2.
F(fluor) kõigis ühendites on w = –1, ülejäänud halogeenidel koos metallide, vesiniku ja muude elektropositiivsemate elementidega on samuti w = –1.
3. Hapnik tavalistes ühendites on. w = –2 (erandiks on vesinikperoksiid ja selle derivaadid – H 2 O 2 või BaO 2, milles hapniku oksüdatsiooniaste on –1, samuti hapniku fluoriid OF 2, milles hapniku oksüdatsiooniaste on +2 ).
4. Leelismetallide (Li – Fr) ja leelismuldmetallide (Ca – Ra) oksüdatsiooniaste on alati võrdne rühmaarvuga, see tähendab vastavalt +1 ja +2;
5. Al, Ga, In, Sc, Y, La ja lantaniidid (va Ce) – w = +3.
6. Elemendi kõrgeim oksüdatsiooniaste on võrdne perioodilise süsteemi rühmanumbriga ja madalaim = (rühmaarv - 8). Näiteks kõrgeim w (S) = +6 SO 3-s, madalaim w = -2 H 2 S-s.
7. Eeldatakse, et lihtainete oksüdatsiooniaste on null.
8. Ioonide oksüdatsiooniastmed on võrdsed nende laengutega.
9. Ühendis olevate elementide oksüdatsiooniastmed tühistavad üksteist nii, et nende summa molekuli või neutraalse valemiühiku kõigi aatomite kohta on null ja iooni puhul on see selle laeng. Selle abil saab teadaolevatest määrata tundmatu oksüdatsiooniastme ja luua valemeid mitmeelemendiliste ühendite jaoks.
Näide 2. Määrake kroomi oksüdatsiooniaste soolas K 2 CrO 4 ja ioonis Cr 2 O 7 2 - .
Lahendus. Aktsepteerime w(K) = +1; Struktuuriüksuse K 2 CrO 4 jaoks on meil:
2 .
(+1) + X + 4 .
(-2) = 0, seega X =w(Cr) = +6.
Iooni Cr 2 O 7 2 jaoks on meil: 2 .
X + 7 .
(-2) = -2, X = w(Cr) = +6.
See tähendab, et kroomi oksüdatsiooniaste on mõlemal juhul sama.
Näide 3. Määrake fosfori oksüdatsiooniaste ühendites P 2 O 3 ja PH 3.
Lahendus.Ühendis P 2 O 3 w(O) = -2. Lähtudes sellest, et molekuli oksüdatsiooniastmete algebraline summa peab olema võrdne nulliga, leiame fosfori oksüdatsiooniastme: 2. X + 3. (-2) = 0, seega X =w(P) = +3.
Ühendis PH 3 w(H) = +1, seega X + 3. (+1) = 0. X = w(P) = -3.
Näide 4. Kirjutage oksiidide valemid, mida saab saada allpool loetletud hüdroksiidide termilisel lagunemisel:
H2SiO3;
Lahendus. Fe(OH)3;
H3As04;
H2WO4;
Cu(OH)2.
H 2 SiO 3 - määrame räni oksüdatsiooniastme: w(H) = +1, w(O) =-2, seega: 2. (+1) + X + 3 . (-2) = 0.w(Si) = X = +4. Koostame oksiidi-SiO 2 valemi.
Enamikul elementidel on mitu oksüdatsiooniastet.
Mõelgem, kuidas, kasutades tabelit D.I. Mendelejev suudab määrata elementide peamised oksüdatsiooniastmed.
Stabiilsed oksüdatsiooniastmed peamiste alarühmade elemendid saab määrata vastavalt järgmistele reeglitele:
1.
Rühmade I-III elementidel on ainult üks oksüdatsiooniaste – positiivne ja väärtuselt võrdne rühmanumbritega (v.a tallium, mille w = +1 ja +3).
IV-VI rühma elementide puhul on lisaks rühma numbrile vastavale positiivsele oksüdatsiooniastmele ja negatiivsele, mis võrdub arvu 8 ja rühma numbri erinevusega, ka vahepealsed oksüdatsiooniastmed, mis erinevad tavaliselt 2 võrra. ühikut. IV rühma puhul on oksüdatsiooniastmed vastavalt +4, +2, -2, -4; V rühma elementide puhul vastavalt -3, -1 +3 +5; ja VI rühmale - +6, +4, -2.
3.
VII rühma elementidel on kõik oksüdatsiooniastmed +7 kuni -1, mis erinevad kahe ühiku võrra, s.o. +7, +5, +3, +1 ja -1. Halogeenide rühmas eraldub fluor, millel ei ole positiivseid oksüdatsiooniastmeid ja teiste elementidega ühendites esineb ainult ühes oksüdatsiooniastmes -1. (On mitmeid ühtlase oksüdatsiooniastmega halogeenühendeid: ClO, ClO 2 jne.)
Elemendid külgmised alarühmad stabiilsete oksüdatsiooniastmete ja rühmaarvu vahel pole lihtsat seost. Sekundaarsete alarühmade mõne elemendi puhul tuleks lihtsalt meeles pidada stabiilseid oksüdatsiooniolekuid. Need elemendid hõlmavad järgmist:
Cr (+3 ja +6), Mn (+7, +6, +4 ja +2), Fe, Co ja Ni (+3 ja +2), Cu (+2 ja +1), Ag (+1) ), Au (+3 ja +1), Zn ja Cd (+2), Hg (+2 ja +1).
Kolme- ja mitmeelemendiliste ühendite valemite koostamiseks oksüdatsiooniastmete järgi on vaja teada kõigi elementide oksüdatsiooniasteid. Sel juhul määratakse elementide aatomite arv valemis tingimusest, et kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne valemiühiku (molekuli, iooni) laenguga. Näiteks kui on teada, et laenguta valemiühik sisaldab K, Cr ja O aatomeid, mille oksüdatsiooniaste on vastavalt +1, +6 ja -2, siis on see tingimus täidetud valemitega K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 ja paljud teised; samamoodi vastab see ioon laenguga -2, mis sisaldab Cr +6 ja O - 2, valemitele CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 - jne.
3. Elektrooniline valents V 
- antud aatomiga moodustatud keemiliste sidemete arv.
Näiteks molekulis H 2 O 2 H ¾ O
V stx (O) = 1, V c.h (O) = 2, V 
.(O) = 2
See tähendab, et on keemilisi ühendeid, mille stöhhiomeetrilised ja elektroonilised valentsid ei lange kokku; nende hulka kuuluvad näiteks kompleksühendid.
Koordinatsioonist ja elektroonilistest valentsidest on täpsemalt juttu teemades “Keemiline side” ja “Keerulised ühendid”.
Juhised
Tabel on struktuur, milles keemilised elemendid on paigutatud vastavalt nende põhimõtetele ja seadustele. See tähendab, et võime öelda, et see on mitmekorruseline "maja", milles keemilised elemendid "elavad" ja igal neist on oma. oma korter kindla numbri all. "Põrandad" asuvad horisontaalselt, mis võivad olla väikesed või suured. Kui periood koosneb kahest reast (nagu näitab külje nummerdamine), siis nimetatakse sellist perioodi suureks. Kui sellel on ainult üks rida, nimetatakse seda väikeseks.
Tabel on jagatud ka "sissepääsudeks" - rühmadeks, mida on kokku kaheksa. Nii nagu igas sissepääsus, asuvad korterid vasakul ja paremal, nii on ka siin keemilised elemendid paigutatud samamoodi. Ainult selle variandi puhul on nende paigutus ebaühtlane - ühel pool on elemente rohkem ja siis räägitakse põhigrupist, teisel pool on vähem ja see viitab grupi sekundaarsusele.
Valentsus on elementide võime moodustada keemilised sidemed. On konstant, mis ei muutu, ja muutuja, mis on erinev tähendus sõltuvalt sellest, millise aine osa see element on. Valentsi määramisel perioodilise tabeli abil peate pöörama tähelepanu järgmistele omadustele: elementide rühmanumber ja selle tüüp (st põhi- või sekundaarne rühm). Konstantse valentsi määrab sel juhul põhialarühma rühma number. Muutuja valentsi väärtuse väljaselgitamiseks (kui see on üks ja tavaliselt y), peate 8-st lahutama selle rühma arvu, milles element asub (kokku 8 - seega arv).
Näide nr 1. Kui vaadata põhialarühma esimese rühma elemente (leeliseline), siis võime järeldada, et nende kõigi valents on võrdne I-ga (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Näide nr 2. Põhialarühma teise rühma (leelismuldmetallid) elementide valents on vastavalt II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Näide nr 3. Kui rääkida mittemetallidest, siis näiteks P (fosfor) on põhialarühma V rühmas. Seega on selle valents võrdne V-ga. Lisaks on fosforil veel üks valentsväärtus ja selle määramiseks tuleb sooritada samm 8 – elemendi number. See tähendab 8 – 5 (rühmaarv) = 3. Seega on fosfori teine valents võrdne III-ga.
Näide nr 4. Halogeenid kuuluvad põhialarühma VII rühma. See tähendab, et nende valents on VII. Arvestades aga, et tegemist on mittemetallidega, tuleb sooritada aritmeetiline tehe: 8 – 7 (elemendirühma number) = 1. Seetõttu on teine valents võrdne I-ga.
Sekundaarsete alarühmade elementide (ja neisse kuuluvad ainult metallid) puhul tuleb valents meeles pidada, eriti kuna see on enamikul juhtudel võrdne I, II, harvemini III. Samuti peate pähe jätma keemiliste elementide valentsid, millel on rohkem kui kaks tähendust.
Video teemal
Pange tähele
Olge metallide ja mittemetallide tuvastamisel ettevaatlik. Selleks on tabelis tavaliselt toodud sümbolid.
Allikad:
- kuidas perioodilisustabeli elemente õigesti hääldada
- mis on fosfori valents? X
Kooliajast või isegi varem teavad kõik, et kõik ümbritsev, kaasa arvatud meie ise, koosneb aatomitest – kõige väiksematest ja jagamatutest osakestest. Tänu aatomite võimele üksteisega ühendust luua on meie maailma mitmekesisus tohutu. See keemiliste aatomite võime element nimetatakse sidemeid teiste aatomitega valents element.
Juhised
Igale tabeli elemendile on määratud konkreetne seerianumber (H - 1, Li - 2, Be - 3 jne). See arv vastab tuumale (prootonite arv tuumas) ja ümber tuuma tiirlevate elektronide arvule. Prootonite arv on seega võrdne elektronide arvuga, mis tähendab, et normaalsetes tingimustes on aatom elektriliselt .
Seitsmeks perioodiks jagunemine toimub vastavalt aatomi energiatasemete arvule. Esimese perioodi aatomitel on ühetasandiline elektronkiht, teisel - kahetasandiline, kolmandal - kolmetasandiline jne. Kui uus energiatase täitub, algab uus periood.
Mis tahes perioodi esimesi elemente iseloomustavad aatomid, mille välistasandil on üks elektron - need on leelismetallide aatomid. Perioodid lõpevad väärisgaaside aatomitega, mille väline energiatase on täielikult elektronidega täidetud: esimesel perioodil on väärisgaasidel 2 elektroni, järgnevatel perioodidel - 8. Just tänu elektronkestade sarnasele struktuurile, elementide rühmadel on sarnane füüsika.
Tabelis D.I. Mendelejevil on 8 peamist alagruppi. Selle arvu määrab maksimaalne võimalik elektronide arv energiatasemel.
Perioodilisuse tabeli allosas eristatakse iseseisvate seeriatena lantaniide ja aktinide.
Kasutades tabelit D.I. Mendelejev, võib jälgida elementide järgmiste omaduste perioodilisust: aatomi raadius, aatomi maht; ionisatsioonipotentsiaal; elektronide afiinsusjõud; aatomi elektronegatiivsus; ; füüsikalised omadused potentsiaalsed ühendused.
Elementide paigutuse selgelt jälgitav perioodilisus tabelis D.I. Mendelejevit seletatakse ratsionaalselt energiatasemete elektronidega täitmise järjestikuse olemusega.
Allikad:
