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Cependant, une compréhension précise, puis pleinement confirmée, du phénomène de valence a été proposée en 1852 par le chimiste Eduard Frankland dans un ouvrage dans lequel il a rassemblé et réinterprété toutes les théories et hypothèses qui existaient à cette époque à cet égard. En observant la capacité à saturer différents métaux et en comparant la composition des dérivés organiques des métaux avec la composition des non-métaux. composés organiques, Frankland a introduit le concept de « force de connexion» ( poids de connexion), jetant ainsi les bases de la doctrine de la valence. Bien que Frankland ait établi certaines lois particulières, ses idées n'ont pas été développées.
Friedrich August Kekule a joué un rôle décisif dans la création de la théorie de la valence. En 1857, il montra que le carbone est un élément tétrabasique (tétraatomique) et que son composé le plus simple est le méthane CH 4. Confiant dans la véracité de ses idées sur la valence des atomes, Kekule les a introduites dans son manuel de chimie organique : la basicité, selon l'auteur, est une propriété fondamentale d'un atome, une propriété aussi constante et immuable que le poids atomique. En 1858, des vues coïncidant presque avec les idées de Kekule furent exprimées dans l'article « À propos de la nouvelle théorie chimique» Archibald Scott Cooper.
Trois ans plus tard, en septembre 1861, A. M. Butlerov apporta les ajouts les plus importants à la théorie de la valence. Il a fait une distinction claire entre un atome libre et un atome entré en combinaison avec un autre lorsque son affinité" se connecte et va à nouvel uniforme
" Butlerov a introduit le concept de l'utilisation complète des forces d'affinité et du « tension d'affinité", c'est-à-dire la non-équivalence énergétique des liaisons, qui est due à l'influence mutuelle des atomes dans la molécule. En raison de cette influence mutuelle, les atomes, en fonction de leur environnement structurel, acquièrent des "importance chimique" La théorie de Butlerov a permis d'expliquer de nombreux faits expérimentaux concernant l'isomérie des composés organiques et leur réactivité.
Un énorme avantage de la théorie de la valence était la possibilité d'une représentation visuelle de la molécule. Dans les années 1860. les premiers modèles moléculaires apparaissent. Déjà en 1864, A. Brown proposait d'utiliser des formules développées sous forme de cercles avec des symboles d'éléments placés à l'intérieur, reliés par des lignes indiquant la liaison chimique entre les atomes ; le nombre de lignes correspondait à la valence de l'atome. En 1865, A. von Hoffmann démontra les premiers modèles de boules et de bâtons, dans lesquels le rôle des atomes était joué par des boules de croquet. En 1866, des dessins de modèles stéréochimiques dans lesquels l'atome de carbone avait une configuration tétraédrique sont apparus dans le manuel de Kekule.
Initialement, la valence de l'atome d'hydrogène était prise comme unité de valence. La valence d'un autre élément peut être exprimée par le nombre d'atomes d'hydrogène qui s'ajoute ou remplace un atome de cet autre élément. La valence ainsi déterminée est appelée valence dans les composés hydrogène ou valence hydrogène : par exemple, dans les composés HCl, H 2 O, NH 3, CH 4, la valence hydrogène du chlore est un, l'oxygène - deux, l'azote - trois, carbone - quatre.
La valence de l'oxygène est généralement égale à deux. Par conséquent, connaissant la composition ou la formule d'un composé oxygéné d'un élément donné, on peut déterminer sa valence comme étant le double du nombre d'atomes d'oxygène pouvant attacher un atome d'un élément donné. La valence ainsi déterminée est appelée valence de l'élément dans les composés oxygénés ou valence oxygène : par exemple, dans les composés K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3, la valence oxygène du potassium est une , carbone - deux, azote - trois, silicium - quatre, soufre - six.
Pour la plupart des éléments, les valeurs de valence dans les composés de l'hydrogène et de l'oxygène sont différentes : par exemple, la valence du soufre dans l'hydrogène est de deux (H 2 S) et dans l'oxygène de six (SO 3). De plus, la plupart des éléments présentent des valences différentes dans leurs différents composés [certains éléments peuvent n'avoir ni hydrures ni oxydes]. Par exemple, le carbone forme deux oxydes avec l'oxygène : le monoxyde de carbone CO et le dioxyde de carbone CO 2 . Dans le monoxyde de carbone, la valence du carbone est de deux et dans le dioxyde de carbone, elle est de quatre (certains éléments peuvent également former des peroxydes). Des exemples considérés, il s'ensuit qu'en règle générale, il est impossible de caractériser la valence d'un élément avec un seul nombre et/ou une seule méthode.
Idées modernes sur Valence
Depuis l’émergence de la théorie des liaisons chimiques, le concept de « valence » a connu une évolution significative. Actuellement, il n'a pas d'interprétation scientifique stricte, il est donc presque complètement exclu du vocabulaire scientifique et est utilisé principalement à des fins méthodologiques.
Fondamentalement, la valence d'un élément chimique est généralement comprise comme la capacité de ses atomes libres (au sens plus étroit, une mesure de sa capacité) à former un certain nombre liaisons covalentes. Dans les composés avec des liaisons covalentes, la valence des atomes est déterminée par le nombre de liaisons bicentriques à deux électrons formées. C'est précisément l'approche adoptée dans la théorie des liaisons de valence localisées, proposée en 1927 par W. Heitler et F. London. Évidemment, si un atome a n des électrons non appariés et m paires d'électrons isolés, alors cet atome peut former n+m liaisons covalentes avec d’autres atomes. Lors de l'évaluation de la valence maximale, il convient de partir de la configuration électronique de l'hypothétique, ce qu'on appelle. état « excité » (valence). Par exemple, la valence maximale d'un atome de bore, de carbone et d'azote est de 4 (par exemple, en −, CH 4 et +), le phosphore - 5 (PCl 5), le soufre - 6 (H 2 SO 4), le chlore - 7 (Cl2O7).
Le nombre de liaisons qu'un atome peut former est égal au nombre de ses électrons non appariés utilisés pour former des paires d'électrons communes (nuages moléculaires à deux électrons). Une liaison covalente peut également être formée par un mécanisme donneur-accepteur. De plus, dans les deux cas, la polarité des liaisons formées n'est pas prise en compte, et donc la valence n'a aucun signe - elle ne peut être ni positive ni négative, contrairement à l'état d'oxydation(N 2, NO 2, NH 3 et +).
En plus de la valence de l'hydrogène et de l'oxygène, la capacité des atomes d'un élément donné à se combiner entre eux ou avec des atomes d'autres éléments dans un certain nombre de cas peut être exprimée [souvent identifiée] d'autres manières : par exemple, l'oxydation état de l'élément (la charge conditionnelle d'un atome en supposant que la substance est constituée d'ions), covalence (le nombre de liaisons chimiques formées par un atome d'un élément donné, y compris avec l'élément du même nom ; voir ci-dessous) , numéro de coordination d'un atome (le nombre d'atomes entourant immédiatement un atome donné), etc. Ces caractéristiques peuvent être proches et même coïncider quantitativement, mais en aucun cas identiques les unes aux autres. Par exemple, dans les molécules isoélectroniques d'azote N2, de monoxyde de carbone CO et d'ion cyanure CN−, une triple liaison est réalisée (c'est-à-dire que la valence de chaque atome est de 3), mais l'état d'oxydation des éléments est respectivement de 0. , +2, −2, +2 et −3. Dans la molécule d'éthane (voir figure), le carbone est tétravalent, comme dans la plupart des composés organiques, tandis que l'état d'oxydation est de -3.
Cela est particulièrement vrai pour les molécules avec des liaisons chimiques délocalisées, par exemple dans l'acide nitrique, l'état d'oxydation de l'azote est de +5, alors que l'azote ne peut pas avoir une valence supérieure à 4. Connu de nombreux manuels scolaires règle - « Maximum valence L'élément est numériquement égal au numéro de groupe dans le tableau périodique" - se réfère uniquement à l'état d'oxydation. Les concepts de « valence constante » et de « valence variable » font également principalement référence à l'état d'oxydation.
Covalence l'élément (une mesure des capacités de valence des éléments ; capacité de saturation) est déterminé nombre totalélectrons non appariés [paires d'électrons de valence] à la fois dans les états normal et excité de l'atome, ou, en d'autres termes, le nombre de liaisons covalentes formées par l'atome (le carbone 2s 2 2p 2 II est covalent, et dans l'état excité C* 2s 1 2p 3 - IV -covalent ; ainsi, dans CO et CO 2, la valence est II ou IV et covalence - II Et/ou IV). Ainsi, la covalence de l'azote dans les molécules N 2 , NH 3 , Al≡N et cyanamide Ca=N-C≡N est de trois, la covalence de l'oxygène dans les molécules H 2 O et CO 2 est de deux, la covalence du carbone dans les molécules CH 4 , CO 2 et cristal ( diamant) - quatre.
Dans le concept de chimie classique et/ou post-quantique, le nombre d'électrons optiques (de valence) à une énergie d'excitation donnée peut être déterminé à partir des spectres d'absorption électronique des molécules diatomiques. Selon cette méthode, la valeur réciproque de la tangente de la pente de la corrélation droite/droite (avec les valeurs pertinentes des termes électroniques moléculaires, qui sont formés par des sommes relatives de termes atomiques) correspond au nombre de paires de électrons de valence, c'est-à-dire la valence dans son sens classique.
Entre valence [stoechiométrique] en cette connexion, la masse molaire de ses atomes et sa masse équivalente il existe une relation simple qui découle directement de la théorie atomique et de la définition du concept de « masse équivalente CO - ». valence, puisque la plupart des substances inorganiques ont une structure non moléculaire, tandis que la plupart des substances organiques ont une structure moléculaire. Ces deux concepts ne peuvent être identifiés, même s'ils coïncident numériquement. Le terme « électrons de valence » est également largement utilisé, c'est-à-dire les plus faiblement associés au noyau d'un atome, le plus souvent les électrons externes.
Sur la base de la valence des éléments, de vraies formules de composés peuvent être compilées et, inversement, sur la base de vraies formules, les valences d'éléments dans des composés donnés peuvent être déterminées. Dans ce cas, il faut respecter le principe selon lequel le produit de la valence d'un élément par le nombre de ses atomes est égal au produit de la valence du deuxième élément par le nombre de ses atomes. Ainsi, pour créer la formule de l'oxyde nitrique (III), vous devez écrire au-dessus du symbole de valence des éléments N je je je (\displaystyle (\stackrel (III)(\mbox(N)))) O je je (\displaystyle (\stackrel (II)(\mbox(O)))). Après avoir déterminé le plus petit dénominateur commun et en le divisant par les valences correspondantes, on obtient le rapport atomique azote/oxygène, à savoir 2 : 3. Par conséquent, la formule de l'oxyde d'azote (III) correspond N + 3 2 O − 2 3 (\displaystyle (\stackrel (+3)(\mbox(N)))_(2)(\stackrel (-2)(\mbox(O)))_(3)). Pour déterminer la valence, faites la même chose en sens inverse.
Une formule chimique reflète la composition (structure) d’un composé chimique ou d’une substance simple. Par exemple, H 2 O - deux atomes d'hydrogène sont connectés à un atome d'oxygène. Les formules chimiques contiennent également des informations sur la structure de la substance : par exemple, Fe(OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - ces formules indiquent certains groupes stables (OH, SO 4) qui font partie de la substance - son molécule, formule ou unité structurelle (FU ou SE).
Formule moléculaire indique le nombre d'atomes de chaque élément dans une molécule. La formule moléculaire décrit uniquement les substances ayant une structure moléculaire (gaz, liquides et certains solides). La composition d'une substance à structure atomique ou ionique ne peut être décrite que par des symboles d'unité de formule.
Unités de formule indiquer la relation la plus simple entre le nombre d'atomes différents éléments en matière. Par exemple, l'unité de formule du benzène est CH, la formule moléculaire est C 6 H 6.
Formule structurelle (graphique) indique l'ordre de connexion des atomes dans une molécule (ainsi que dans PU et CE) et le nombre de liaisons entre atomes.
L'examen de telles formules a conduit à l'idée de valence(valentia - force) - comme la capacité d'un atome d'un élément donné à s'attacher à lui-même un certain nombre d'autres atomes. Trois types de valence peuvent être distingués : stœchiométrique (y compris l'état d'oxydation), structurelle et électronique.
Valence stœchiométrique. Une approche quantitative pour déterminer la valence s'est avérée possible après l'établissement du concept d'« équivalent » et sa définition selon la loi des équivalents. Sur la base de ces concepts, nous pouvons introduire une idée de valence stœchiométrique est le nombre d'équivalents qu'un atome donné peut s'attacher à lui-même, ou est le nombre d'équivalents dans un atome. Les équivalents sont déterminés par le nombre d'atomes d'hydrogène, alors V сх signifie en fait le nombre d'atomes d'hydrogène (ou de particules équivalentes) avec lesquels un atome donné interagit.
V stx = Z B ou V stx = .
(1.1)
Par exemple, dans SO 3 ( S= +6), Z B (S) est égal à 6 V stx (S) = 6. L'équivalent de l'hydrogène est 1, donc pour les éléments des composés ci-dessous, Z B (Cl) = 1, Z B (O) = 2, Z B (N) = 3 et Z B (C) = 4. Valeur numérique
La valence stœchiométrique est généralement désignée par des chiffres romains :
I I I II III I IV I
Dans le cas où un élément ne se combine pas avec l'hydrogène, la valence de l'élément recherché est déterminée à partir de l'élément dont la valence est connue. Le plus souvent, on le trouve en utilisant de l'oxygène, car sa valence en composés est généralement égale à deux. Par exemple, dans les connexions :
II II III II IV II
CaO Al 2 O 3 CO 2.
Lors de la détermination de la valence stoechiométrique d'un élément à l'aide de la formule d'un composé binaire, il ne faut pas oublier que la valence totale de tous les atomes d'un élément doit être égale à la valence totale de tous les atomes d'un autre élément.
Connaissant la valence des éléments, vous pouvez créer la formule chimique d'une substance. Lors de l'élaboration de formules chimiques, vous pouvez suivre la procédure suivante :
1. Écrivez à côté des symboles chimiques des éléments qui composent le composé : KO AlCl AlO ;
2. Leur valence est indiquée au dessus des symboles des éléments chimiques :
I II III I III II
3. À l'aide de la règle formulée ci-dessus, déterminez le plus petit commun multiple des nombres exprimant la valence stoechiométrique des deux éléments (respectivement 2, 3 et 6).
En divisant le plus petit commun multiple par la valence de l'élément correspondant, on trouve les indices :
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3 .
Exemple 1. Créez une formule pour l'oxyde de chlore, sachant que le chlore qu'il contient est heptavalent et que l'oxygène est divalent.
Solution. On trouve le plus petit multiple des nombres 2 et 7 - il est égal à 14. En divisant le plus petit commun multiple par la valence stoechiométrique de l'élément correspondant, on trouve les indices : pour les atomes de chlore 14/7 = 2, pour les atomes d'oxygène 14 /2 = 7.
La formule de l'oxyde est -Cl 2 O 7.
État d'oxydation caractérise également la composition de la substance et est égale à la valence stoechiométrique avec un signe plus (pour un métal ou un élément plus électropositif de la molécule) ou moins.
= ±Vstx. (1.2)
w est défini par V stx, donc par un équivalent, et cela signifie que w(H) = ±1 ; de plus, le w de tous les autres éléments de divers composés peut être trouvé expérimentalement. En particulier, il est important qu'un certain nombre d'éléments aient toujours ou presque toujours des états d'oxydation constants.
Il est utile de rappeler les règles suivantes pour déterminer les états d'oxydation.
1. w(H) = ±1 (. w = +1 dans H 2 O, HCl ; . w = –1 dans NaH, CaH 2) ;
2.
F(fluor) dans tous les composés a w = –1, les halogènes restants avec les métaux, l'hydrogène et d'autres éléments plus électropositifs ont également w = –1.
3. L'oxygène est présent dans les composés ordinaires. w = –2 (les exceptions sont le peroxyde d'hydrogène et ses dérivés – H 2 O 2 ou BaO 2, dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de –1, ainsi que le fluorure d'oxygène OF 2, dans lequel l'état d'oxydation de l'oxygène est +2 ).
4. Les métaux alcalins (Li – Fr) et alcalino-terreux (Ca – Ra) ont toujours un état d’oxydation égal au numéro de groupe, c’est-à-dire respectivement +1 et +2 ;
5. Al, Ga, In, Sc, Y, La et lanthanides (sauf Ce) – w = +3.
6. L'état d'oxydation le plus élevé d'un élément est égal au numéro de groupe du système périodique et le plus bas = (numéro de groupe - 8). Par exemple, le w le plus élevé (S) = +6 dans SO 3, le w le plus bas = -2 dans H 2 S.
7. Les états d'oxydation des substances simples sont supposés être nuls.
8. Les états d'oxydation des ions sont égaux à leurs charges.
9. Les états d'oxydation des éléments d'un composé s'annulent de sorte que leur somme pour tous les atomes d'une molécule ou d'une unité de formule neutre est nulle, et pour un ion, c'est sa charge. Cela peut être utilisé pour déterminer des états d'oxydation inconnus à partir d'états d'oxydation connus et pour construire des formules pour des composés multiéléments.
Exemple 2. Déterminer le degré d'oxydation du chrome dans le sel K 2 CrO 4 et dans l'ion Cr 2 O 7 2 - .
Solution. Nous acceptons w(K) = +1 ; w(O) =-2. Pour l'unité structurelle K 2 CrO 4 on a :
2 .
(+1) + X + 4 .
(-2) = 0, donc X =w(Cr) = +6.
Pour l'ion Cr 2 O 7 2 - on a : 2 .
X+7 .
(-2) =-2, X =w(Cr) = +6.
Autrement dit, l’état d’oxydation du chrome est le même dans les deux cas.
Exemple 3. Déterminer le degré d'oxydation du phosphore dans les composés P 2 O 3 et PH 3.
Solution. Dans le composé P 2 O 3 w(O) = -2. Partant du fait que la somme algébrique des états d'oxydation d'une molécule doit être égale à zéro, on trouve l'état d'oxydation du phosphore : 2. X+3. (-2) = 0, donc X =w(P) = +3.
Dans le composé PH 3 w(H) = +1, donc X + 3.(+1) = 0. X =w(P) =-3.
Exemple 4.Écrivez les formules des oxydes pouvant être obtenus par décomposition thermique des hydroxydes listés ci-dessous :
H 2 SiO 3 ;
Solution. Fe(OH)3;
H 3 AsO 4 ;
H2WO4;
Cu(OH)2.
H 2 SiO 3 - déterminons l'état d'oxydation du silicium : w(H) = +1, w(O) =-2, donc : 2. (+1) + X + 3 . (-2) = 0.w(Si) = X = +4. Nous composons la formule de l'oxyde-SiO 2.
La plupart des éléments ont plusieurs états d'oxydation.
Voyons comment, à l'aide du tableau D.I. Mendeleïev peut déterminer les principaux états d'oxydation des éléments.
États d'oxydation stables éléments des principaux sous-groupes peut être déterminé selon les règles suivantes :
1.
Les éléments des groupes I-III n'ont qu'un seul état d'oxydation - positif et égal en valeur aux numéros de groupe (à l'exception du thallium, qui a w = +1 et +3).
Pour les éléments des groupes IV-VI, en plus du degré d'oxydation positif correspondant au numéro de groupe, et le négatif, égal à la différence entre le nombre 8 et le numéro de groupe, il existe également des états d'oxydation intermédiaires, différant généralement de 2. unités. Pour le groupe IV, les états d'oxydation sont respectivement +4, +2, -2, -4 ; pour les éléments du groupe V, respectivement -3, -1 +3 +5 ; et pour le groupe VI - +6, +4, -2.
3.
Les éléments du groupe VII ont tous les états d'oxydation de +7 à -1, différant de deux unités, c'est-à-dire +7, +5, +3, +1 et -1. Dans le groupe des halogènes, du fluor est libéré, qui n'a pas d'états d'oxydation positifs et, en composés avec d'autres éléments, n'existe que dans un état d'oxydation -1. (Il existe plusieurs composés halogènes avec des états d'oxydation pairs : ClO, ClO 2, etc.)
Les éléments sous-groupes latéraux il n'existe pas de relation simple entre les états d'oxydation stables et le numéro de groupe. Pour certains éléments des sous-groupes secondaires, il faut simplement retenir les états d'oxydation stables. Ces éléments comprennent :
Cr (+3 et +6), Mn (+7, +6, +4 et +2), Fe, Co et Ni (+3 et +2), Cu (+2 et +1), Ag (+1 ), Au (+3 et +1), Zn et Cd (+2), Hg (+2 et +1).
Pour compiler des formules pour des composés à trois et plusieurs éléments selon les états d'oxydation, il est nécessaire de connaître les états d'oxydation de tous les éléments. Dans ce cas, le nombre d'atomes d'éléments dans la formule est déterminé à partir de la condition selon laquelle la somme des états d'oxydation de tous les atomes est égale à la charge de l'unité de formule (molécule, ion). Par exemple, si l'on sait qu'une unité de formule non chargée contient des atomes de K, Cr et O avec des états d'oxydation égaux respectivement à +1, +6 et -2, alors cette condition sera satisfaite par les formules K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 et bien d'autres ; de même, cet ion de charge -2 contenant Cr +6 et O - 2 répondra aux formules CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 -, etc.
3. Valence électronique V 
- le nombre de liaisons chimiques formées par un atome donné.
Par exemple, dans la molécule H 2 O 2 H ¾ O
V stx (O) = 1, V ch (O) = 2, V 
.(O) = 2
C'est-à-dire qu'il existe des composés chimiques dans lesquels les valences stoechiométriques et électroniques ne coïncident pas ; il s'agit par exemple de composés complexes.
La coordination et les valences électroniques sont abordées plus en détail dans les thèmes « Liaison chimique » et « Composés complexes ».
Instructions
Le tableau est une structure dans laquelle les éléments chimiques sont disposés selon leurs principes et leurs lois. C'est-à-dire que nous pouvons dire qu'il s'agit d'une « maison » à plusieurs étages dans laquelle « vivent » des éléments chimiques, et chacun d'eux a son propre propre appartement sous un numéro précis. Les « étages » sont situés horizontalement et peuvent être petits ou grands. Si une période se compose de deux lignes (comme l'indique la numérotation sur le côté), alors une telle période est dite grande. S’il n’y a qu’une seule rangée, on l’appelle petit.
Le tableau est également divisé en « entrées » - des groupes, qui sont au nombre de huit au total. Comme dans toute entrée, les appartements sont situés à gauche et à droite, ici les éléments chimiques sont disposés de la même manière. Seulement dans cette variante, leur placement est inégal - d'un côté il y a plus d'éléments et ensuite ils parlent du groupe principal, de l'autre il y en a moins et cela indique que le groupe est secondaire.
La valence est la capacité des éléments à se former liaisons chimiques. Il existe une constante qui ne change pas et une variable qui a sens différent en fonction de la substance dont l'élément fait partie. Lors de la détermination de la valence à l'aide du tableau périodique, vous devez faire attention aux caractéristiques suivantes : le numéro de groupe des éléments et son type (c'est-à-dire le groupe principal ou secondaire). La valence constante dans ce cas est déterminée par le numéro de groupe du sous-groupe principal. Pour connaître la valeur de la valence variable (s'il y en a une, et généralement y), vous devez alors soustraire de 8 le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément (un total de 8 - d'où le nombre).
Exemple n°1. Si l'on regarde les éléments du premier groupe du sous-groupe principal (alcalin), on peut conclure qu'ils ont tous une valence égale à I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Exemple n°2. Les éléments du deuxième groupe du sous-groupe principal (métaux alcalino-terreux) ont respectivement la valence II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Exemple n°3. Si nous parlons de non-métaux, alors par exemple, P (phosphore) est dans le groupe V du sous-groupe principal. Par conséquent, sa valence sera égale à V. De plus, le phosphore a une valeur de valence supplémentaire, et pour la déterminer, vous devez effectuer l'étape 8 - numéro d'élément. Cela signifie 8 – 5 (numéro de groupe) = 3. Par conséquent, la deuxième valence du phosphore est égale à III.
Exemple n° 4. Les halogènes appartiennent au groupe VII du sous-groupe principal. Cela signifie que leur valence sera VII. Cependant, étant donné qu’il s’agit de non-métaux, vous devez effectuer une opération arithmétique : 8 – 7 (numéro du groupe d’éléments) = 1. Par conséquent, l’autre valence est égale à I.
Pour les éléments des sous-groupes secondaires (et seuls les métaux en font partie), il faut retenir la valence, d'autant plus que dans la plupart des cas elle est égale à I, II, moins souvent III. Vous devrez également mémoriser les valences des éléments chimiques qui ont plus de deux significations.
Vidéo sur le sujet
Veuillez noter
Soyez prudent lorsque vous identifiez les métaux et les non-métaux. A cet effet, des symboles sont généralement indiqués dans le tableau.
Sources :
- comment prononcer correctement les éléments du tableau périodique
- quelle est la valence du phosphore ? X
Dès l'école ou même plus tôt, tout le monde sait que tout ce qui nous entoure, y compris nous-mêmes, est constitué d'atomes - les particules les plus petites et indivisibles. Grâce à la capacité des atomes à se connecter les uns aux autres, la diversité de notre monde est énorme. Cette capacité des atomes chimiques élément former des liaisons avec d’autres atomes est appelé valence élément.
Instructions
Chaque élément du tableau se voit attribuer un numéro de série spécifique (H - 1, Li - 2, Be - 3, etc.). Ce nombre correspond au noyau (le nombre de protons dans le noyau) et au nombre d'électrons en orbite autour du noyau. Le nombre de protons est donc égal au nombre d’électrons, ce qui signifie que dans des conditions normales l’atome est électriquement .
La division en sept périodes s'effectue en fonction du nombre de niveaux d'énergie de l'atome. Les atomes de la première période ont une couche électronique à un seul niveau, la deuxième à deux niveaux, la troisième à trois niveaux, etc. Lorsqu'un nouveau niveau d'énergie est rempli, une nouvelle période commence.
Les premiers éléments de toute période sont caractérisés par des atomes qui ont un électron au niveau externe - ce sont des atomes de métaux alcalins. Les périodes se terminent par des atomes de gaz rares, qui ont un niveau d'énergie externe entièrement rempli d'électrons : dans la première période, les gaz rares ont 2 électrons, dans les périodes suivantes - 8. C'est précisément à cause de la structure similaire des couches électroniques que les groupes d’éléments ont une physique similaire.
Dans le tableau D.I. Mendeleev compte 8 sous-groupes principaux. Ce nombre est déterminé par le nombre maximum possible d'électrons au niveau d'énergie.
Au bas du tableau périodique, les lanthanides et les actinides sont distingués en séries indépendantes.
En utilisant le tableau D.I. Mendeleïev, on peut observer la périodicité des propriétés suivantes des éléments : rayon atomique, volume atomique ; potentiel d'ionisation; forces d'affinité électronique ; électronégativité de l'atome ; ; propriétés physiques connexions potentielles.
Périodicité clairement traçable de la disposition des éléments dans le tableau D.I. Mendeleïev s'explique rationnellement par la nature séquentielle du remplissage des niveaux d'énergie avec des électrons.
Sources :
