1
/
5
Međutim, točno i kasnije u potpunosti potvrđeno razumijevanje fenomena valencije predložio je 1852. godine kemičar Eduard Frankland u djelu u kojem je sakupio i ponovno promislio sve teorije i pretpostavke koje su u tom pogledu postojale u to vrijeme. Promatranjem sposobnosti zasićenja različitih metala i usporedbom sastava organskih derivata metala sa sastavom ne- organski spojevi, Frankland je uveo koncept " povezujuća sila» ( vezna težina), čime je postavljen temelj za doktrinu valencije. Iako je Frankland uspostavio neke posebne zakone, njegove ideje nisu razvijene.
Friedrich August Kekule odigrao je odlučujuću ulogu u stvaranju teorije valencije. Godine 1857. pokazao je da je ugljik tetrabazični (četveroatomni) element, a njegov najjednostavniji spoj je metan CH 4. Uvjeren u istinitost svojih ideja o valenciji atoma, Kekule ih je uveo u svoj udžbenik organske kemije: bazičnost je, prema autoru, temeljno svojstvo atoma, svojstvo jednako postojano i nepromjenjivo kao atomska težina. Godine 1858. stavovi koji se gotovo poklapaju s Kekuleovim idejama izneseni su u članku “ O novoj kemijskoj teoriji» Archibald Scott Cooper.
Tri godine kasnije, u rujnu 1861., A. M. Butlerov unio je najvažnije dodatke teoriji valencije. Napravio je jasnu razliku između slobodnog atoma i atoma koji je ušao u kombinaciju s drugim kada njegov afinitet " spaja i ide na nova uniforma
" Butlerov je uveo koncept potpune upotrebe sila afiniteta i “ napetost afiniteta“, odnosno energetska neekvivalentnost veza, koja je posljedica međusobnog utjecaja atoma u molekuli. Kao rezultat tog međusobnog utjecaja, atomi, ovisno o svom strukturnom okruženju, dobivaju različite "kemijski značaj" Butlerovljeva teorija omogućila je objašnjenje mnogih eksperimentalnih činjenica o izomeriji organskih spojeva i njihovoj reaktivnosti.
Velika prednost teorije valencije bila je mogućnost vizualnog prikaza molekule. 1860-ih godina. pojavili su se prvi molekularni modeli. Već 1864. A. Brown je predložio korištenje strukturnih formula u obliku krugova sa simbolima elemenata koji su u njima povezani linijama koje označavaju kemijsku vezu između atoma; broj linija odgovarao je valenciji atoma. Godine 1865. A. von Hoffmann demonstrirao je prve modele s loptom i palicom, u kojima su loptice za kriket imale ulogu atoma. Godine 1866. u Kekuleovom udžbeniku pojavili su se crteži stereokemijskih modela u kojima je ugljikov atom imao tetraedarsku konfiguraciju.
U početku je valencija atoma vodika uzeta kao jedinica valencije. Valencija drugog elementa može se izraziti brojem vodikovih atoma koji sebi dodaje ili zamjenjuje jedan atom tog drugog elementa. Valencija određena na ovaj način naziva se valencija u vodikovim spojevima ili valencija vodika: na primjer, u spojevima HCl, H 2 O, NH 3, CH 4, vodikova valencija klora je jedan, kisika - dva, dušika - tri, ugljik - četiri.
Valencija kisika obično je jednaka dva. Stoga, znajući sastav ili formulu spoja kisika danog elementa, može se odrediti njegova valencija kao dvostruki broj atoma kisika koji mogu vezati jedan atom danog elementa. Ovako određena valencija naziva se valencija elementa u spojevima kisika ili valencija kisika: npr. u spojevima K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3 valencija kisika kalija je jedna , ugljik - dva, dušik - tri, silicij - četiri, sumpor - šest.
Za većinu elemenata, vrijednosti valencije u spojevima vodika i kisika su različite: na primjer, valencija sumpora u vodiku je dva (H 2 S), au kisiku šest (SO 3). Osim toga, većina elemenata pokazuje različite valencije u svojim različitim spojevima [neki elementi možda nemaju ni hidride ni okside]. Na primjer, ugljik s kisikom tvori dva oksida: ugljikov monoksid CO i ugljikov dioksid CO 2 . U ugljičnom monoksidu valencija ugljika je dva, a u ugljikovom dioksidu četiri (neki elementi mogu tvoriti i perokside). Iz razmatranih primjera proizlazi da je, u pravilu, nemoguće karakterizirati valenciju elementa bilo kojim brojem i/ili metodom.
Moderne ideje o valenciji
Od pojave teorije kemijske veze, koncept "valencije" je prošao kroz značajnu evoluciju. Trenutno nema striktno znanstveno tumačenje, stoga je gotovo potpuno istisnuto iz znanstvenog vokabulara i koristi se uglavnom u metodološke svrhe.
U osnovi, valencija kemijskog elementa obično se shvaća kao sposobnost njegovih slobodnih atoma (u užem smislu, mjera njegove sposobnosti) da tvore određeni broj kovalentne veze. U spojevima s kovalentnim vezama valencija atoma određena je brojem stvorenih dvoelektronskih veza s dva centra. Upravo je to pristup prihvaćen u teoriji lokaliziranih valentnih veza, koju su 1927. predložili W. Heitler i F. London. Očito, ako atom ima n nespareni elektroni i m usamljenih elektronskih parova, tada se ovaj atom može formirati n+m kovalentne veze s drugim atomima. Pri ocjeni maksimalne valencije treba polaziti od elektroničke konfiguracije hipotetske, tzv. “pobuđeno” (valentno) stanje. Na primjer, maksimalna valencija atoma bora, ugljika i dušika je 4 (na primjer, u −, CH 4 i +), fosfora - 5 (PCl 5), sumpora - 6 (H 2 SO 4), klora - 7 (Cl207).
Broj veza koje atom može formirati jednak je broju njegovih nesparenih elektrona koji se koriste za stvaranje zajedničkih elektronskih parova (molekularni dvoelektronski oblaci). Kovalentna veza može nastati i donor-akceptorskim mehanizmom. Štoviše, u oba slučaja ne uzima se u obzir polaritet formiranih veza, pa stoga valencija nema predznak - ne može biti ni pozitivna ni negativna, za razliku od oksidacijskog stanja(N2, NO2, NH3 i +).
Osim valencije vodika i kisika, sposobnost atoma danog elementa da se međusobno kombiniraju ili s atomima drugih elemenata u nizu slučajeva može se izraziti [često identificirati] na druge načine: na primjer, oksidacijsko stanje elementa (uvjetni naboj atoma pod pretpostavkom da se tvar sastoji od iona), kovalentnost (broj kemijskih veza koje tvori atom danog elementa, uključujući i s istoimenim elementom; vidi dolje ), koordinacijski broj atoma (broj atoma koji neposredno okružuju dani atom), itd. Ove karakteristike mogu biti bliske pa čak i koincidirati kvantitativno, ali ni na koji način nisu identične jedna drugoj. Na primjer, u izoelektroničkim molekulama dušika N2, ugljičnog monoksida CO i cijanidnog iona CN−, ostvaruje se trostruka veza (tj. valencija svakog atoma je 3), ali je oksidacijsko stanje elemenata, redom, 0 , +2, −2, +2 i −3. U molekuli etana (vidi sliku) ugljik je četverovalentan, kao i u većini organskih spojeva, dok je oksidacijsko stanje -3.
To posebno vrijedi za molekule s delokaliziranim kemijskim vezama, na primjer, u dušičnoj kiselini, oksidacijsko stanje dušika je +5, dok dušik ne može imati valenciju veću od 4. Poznato iz mnogih školske lektire pravilo - “Maksimum valencija element brojčano jednak broju skupine u periodnom sustavu" - odnosi se isključivo na oksidacijsko stanje. Koncepti "konstantne valencije" i "promjenjive valencije" također se prvenstveno odnose na oksidacijsko stanje.
Kovalencija element (mjera valentnih sposobnosti elemenata; kapacitet zasićenja). ukupni broj nespareni elektroni [valentni elektronski parovi] i u normalnom i u pobuđenom stanju atoma, ili, drugim riječima, broj kovalentnih veza koje tvori atom (ugljik 2s 2 2p 2 II je kovalentan, a u pobuđenom stanju C* 2s 1 2p 3 - IV -kovalentan; dakle u CO i CO 2 valencija je II ili IV, a kovalentnost - II I/ili IV). Tako je kovalentnost dušika u molekulama N 2 , NH 3 , Al≡N i cijanamida Ca=N-C≡N tri, kovalentnost kisika u molekulama H 2 O i CO 2 je dva, kovalentnost ugljika u molekulama CH 4 , CO 2 i kristal (dijamant) - četiri.
U klasičnom i/ili postkvantnom kemijskom konceptu, broj optičkih (valentnih) elektrona pri danoj energiji pobuđenja može se odrediti iz elektronskih apsorpcijskih spektara dvoatomnih molekula. Prema ovoj metodi, recipročna vrijednost tangensa nagiba korelacijske ravne/pravih linija (s relevantnim vrijednostima molekularnih elektroničkih termina, koji se tvore relativnim zbrojevima atomskih) odgovara broju parova valentni elektroni, odnosno valentnost u klasičnom smislu.
Između valencije [stehiometrijske] in ovu vezu, molarna masa njegovih atoma i njegova ekvivalentna masa postoji jednostavan odnos koji izravno proizlazi iz atomske teorije i definicije koncepta "ekvivalentne mase". CO - valencija, budući da većina anorganskih tvari ima nemolekularnu strukturu, dok većina organskih tvari ima molekularnu strukturu. Ova se dva pojma ne mogu identificirati, čak i ako se brojčano podudaraju. Široko se koristi i izraz "valentni elektroni", odnosno oni najslabije povezani s jezgrom atoma, najčešće vanjski elektroni.
Na temelju valencije elemenata mogu se sastaviti prave formule spojeva i, obrnuto, na temelju pravih formula mogu se odrediti valencije elemenata u danim spojevima. U tom slučaju potrebno je pridržavati se načela da umnožak valencije jednog elementa s brojem njegovih atoma jednak je umnošku valencije drugog elementa s brojem njegovih atoma. Dakle, da biste stvorili formulu dušikovog oksida (III), trebali biste napisati iznad simbola valencije elemenata N I I I (\displaystyle (\stackrel (III)(\mbox(N)))) O I I (\displaystyle (\stackrel (II)(\mbox(O)))). Utvrdivši najmanji zajednički nazivnik i podijelimo ga na odgovarajuće valencije, dobivamo atomski omjer dušika i kisika, naime 2:3. Stoga formula dušikovog oksida (III) odgovara N + 3 2 O − 2 3 (\displaystyle (\stackrel (+3)(\mbox(N)))_(2)(\stackrel (-2)(\mbox(O)))_(3)). Za određivanje valencije, učinite isto obrnutim redom.
Kemijska formula odražava sastav (strukturu) kemijskog spoja ili jednostavne tvari. Na primjer, H 2 O - dva atoma vodika povezana su s atomom kisika. Kemijske formule također sadrže neke informacije o strukturi tvari: na primjer, Fe(OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - ove formule označavaju neke stabilne skupine (OH, SO 4) koje su dio tvari - njezine molekula, formula ili strukturna jedinica (FU ili SE).
Molekularna formula označava broj atoma svakog elementa u molekuli. Molekulska formula opisuje samo tvari s molekularnom strukturom (plinovi, tekućine i neke krutine). Sastav tvari s atomskom ili ionskom strukturom može se opisati samo simbolima jedinica formule.
Formulske jedinice označavaju najjednostavniji odnos između broja atoma različite elemente u materiji. Na primjer, jedinica formule benzena je CH, molekulska formula je C6H6.
Strukturna (grafička) formula označava redoslijed povezanosti atoma u molekuli (kao i u PU i CE) te broj veza među atomima.
Razmatranje takvih formula dovelo je do ideje o valencija(valentia - snaga) - kao sposobnost atoma danog elementa da na sebe veže određeni broj drugih atoma. Mogu se razlikovati tri vrste valencije: stehiometrijska (uključujući oksidacijsko stanje), strukturna i elektronska.
Stehiometrijska valencija. Kvantitativni pristup određivanju valencije pokazao se mogućim nakon utvrđivanja pojma "ekvivalent" i njegove definicije prema zakonu ekvivalenata. Na temelju ovih pojmova možemo uvesti ideju o stehiometrijska valencija je broj ekvivalenata koje određeni atom može pričvrstiti na sebe, ili je broj ekvivalenata u atomu. Ekvivalenti su određeni brojem vodikovih atoma, tada V sh zapravo znači broj vodikovih atoma (ili njemu ekvivalentnih čestica) s kojima određeni atom stupa u interakciju.
V stx = Z B ili V stx = . (1.1)
Na primjer, u SO 3 ( S= +6), Z B (S) je jednako 6 V stx (S) = 6.
Ekvivalent vodika je 1, tako da je za elemente u spojevima u nastavku Z B (Cl) = 1, Z B (O) = 2, Z B (N) = 3 i Z B (C) = 4. Numerička vrijednost Stehiometrijska valencija obično se označava rimskim brojevima:
I I I II III I IV I
HCl, H2O, NH3, CH4.
U slučajevima kada se element ne spaja s vodikom, valencija traženog elementa određuje se iz elementa čija je valencija poznata. Najčešće se nalazi pomoću kisika, budući da je njegova valencija u spojevima obično jednaka dva. Na primjer, u vezama:
II II III II IV II
CaO Al 2 O 3 CO 2.
Pri određivanju stehiometrijske valencije elementa pomoću formule binarnog spoja treba imati na umu da ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.
Poznavajući valenciju elemenata, možete stvoriti kemijsku formulu tvari. Prilikom sastavljanja kemijskih formula možete slijediti sljedeći postupak:
1. Uz kemijske simbole upiši elemente koji grade spoj: KO AlCl AlO ;
2. Njihova valencija naznačena je iznad simbola kemijskih elemenata:
I II III I III II
3. Pomoću gornjeg pravila odredite najmanji zajednički višekratnik brojeva koji izražavaju stehiometrijsku valenciju oba elementa (2, 3 i 6, redom).
Dijeljenjem najmanjeg zajedničkog višekratnika s valentnošću odgovarajućeg elementa dobivaju se indeksi:
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3 .
Primjer 1. Napravite formulu za klor oksid, znajući da je klor u njemu sedmerovalentan, a kisik dvovalentan.
Riješenje. Nalazimo najmanji višekratnik brojeva 2 i 7 - jednak je 14. Podijelimo li najmanji zajednički višekratnik stehiometrijskom valencijom odgovarajućeg elementa, nalazimo indekse: za atome klora 14/7 = 2, za atome kisika 14 /2 = 7.
Formula oksida je -Cl 2 O 7.
Oksidacijsko stanje također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji s predznakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.
= ±V stx. (1.2)
w je definiran kroz V stx, dakle kroz ekvivalent, a to znači da je w(H) = ±1; nadalje, w svih ostalih elemenata u raznim spojevima može se pronaći eksperimentalno. Posebno je važno da određeni broj elemenata uvijek ili gotovo uvijek ima stalna oksidacijska stanja.
Korisno je zapamtiti sljedeća pravila za određivanje oksidacijskih stanja.
1. w(H) = ±1 (. w = +1 u H 2 O, HCl; . w = –1 u NaH, CaH 2);
2.
F(fluor) u svim spojevima ima w = –1, preostali halogeni s metalima, vodikom i drugim elektropozitivnijim elementima također imaju w = –1.
3. Kisik u običnim spojevima ima. w = –2 (izuzetak su vodikov peroksid i njegovi derivati – H 2 O 2 ili BaO 2, u kojima kisik ima oksidacijsko stanje –1, kao i kisikov fluorid OF 2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika +2 ).
4. Alkalijski (Li – Fr) i zemnoalkalijski (Ca – Ra) metali uvijek imaju oksidacijsko stanje jednako broju skupine, odnosno +1, odnosno +2;
5. Al, Ga, In, Sc, Y, La i lantanidi (osim Ce) – w = +3.
6. Najviše oksidacijsko stanje elementa jednako je broju skupine periodnog sustava, a najniže = (broj skupine - 8). Na primjer, najveći w (S) = +6 u SO 3, najmanji w = -2 u H 2 S.
7. Pretpostavlja se da su oksidacijska stanja jednostavnih tvari nula.
8. Oksidacijska stanja iona jednaka su njihovim nabojima.
9. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se poništavaju tako da je njihov zbroj za sve atome u molekuli ili jedinici neutralne formule jednak nuli, a za ion njegov naboj. To se može koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja od poznatih i stvaranje formula za višeelementne spojeve.
Primjer 2. Odredite stupanj oksidacije kroma u soli K 2 CrO 4 i u ionu Cr 2 O 7 2 - .
Riješenje. Prihvaćamo w(K) = +1; w(O) = -2. Za strukturnu jedinicu K 2 CrO 4 imamo:
2 .
(+1) + X + 4 .
(-2) = 0, stoga je X =w(Cr) = +6.
Za ion Cr 2 O 7 2 - imamo: 2 .
X + 7 .
(-2) = -2, X = w(Cr) = +6.
To jest, oksidacijsko stanje kroma je isto u oba slučaja.
Primjer 3. Odredite stupanj oksidacije fosfora u spojevima P 2 O 3 i PH 3.
Riješenje. U spoju P 2 O 3 w(O) = -2. Na temelju činjenice da algebarski zbroj oksidacijskih stanja molekule mora biti jednak nuli, nalazimo oksidacijsko stanje fosfora: 2. X + 3. (-2) = 0, stoga je X =w(P) = +3.
U spoju PH 3 w(H) = +1, stoga je X + 3.(+1) = 0. X =w(P) =-3.
Primjer 4. Napiši formule oksida koji se mogu dobiti toplinskom razgradnjom niže navedenih hidroksida:
H2Si03; Fe(OH)3; H3AsO4; H2WO4; Cu(OH)2.
Riješenje. H 2 SiO 3 - odredimo oksidacijsko stanje silicija: w(H) = +1, w(O) =-2, dakle: 2. (+1) + X + 3 . (-2) = 0.w(Si) = X = +4. Sastavljamo formulu oksida-SiO 2.
Fe(OH) 3 - naboj hidrokso skupine je jednak -1, dakle w(Fe) = +3 i formula odgovarajućeg oksida je Fe 2 O 3.
H 3 AsO 4 - oksidacijsko stanje arsena u kiselini: 3. (+1) +X+ 4 . (-2) = 0.X=w(As) = +5. Dakle, formula oksida je As 2 O 5.
H 2 WO 4 -w(W) u kiselini je +6, pa je formula odgovarajućeg oksida WO 3.
Cu(OH) 2 - budući da postoje dvije hidrokso skupine, čiji je naboj -1, stoga je w(Cu) = +2 i formula oksida je -CuO.
Većina elemenata ima nekoliko oksidacijskih stupnjeva.
Razmotrimo kako, koristeći tablicu D.I. Mendeljejev može odrediti glavna oksidacijska stanja elemenata.
Stabilna oksidacijska stanja elementi glavnih podskupina može se odrediti prema sljedećim pravilima:
1.
Elementi skupina I-III imaju samo jedno oksidacijsko stanje - pozitivno i jednako vrijednosti brojevima skupina (osim talija, koji ima w = +1 i +3).
Za elemente skupina IV-VI, osim pozitivnog oksidacijskog stanja koje odgovara broju skupine, i negativnog, jednakog razlici između broja 8 i broja skupine, postoje i srednja oksidacijska stanja, koja se obično razlikuju za 2. jedinice. Za skupinu IV, oksidacijska stanja su redom +4, +2, -2, -4; za elemente skupine V, odnosno -3, -1 +3 +5; a za skupinu VI - +6, +4, -2.
3.
Elementi VII skupine imaju sva oksidacijska stanja od +7 do -1, razlikuju se za dvije jedinice, tj. +7, +5, +3, +1 i -1. U skupini halogena oslobađa se fluor koji nema pozitivna oksidacijska stanja i u spojevima s drugim elementima postoji samo u jednom oksidacijskom stupnju -1. (Postoji nekoliko halogenih spojeva s jednakim oksidacijskim stanjima: ClO, ClO 2 itd.)
Elementi bočne podskupine ne postoji jednostavan odnos između stabilnih oksidacijskih stanja i broja skupine. Za neke elemente sekundarnih podskupina treba jednostavno zapamtiti stabilna oksidacijska stanja. Ovi elementi uključuju:
Cr (+3 i +6), Mn (+7, +6, +4 i +2), Fe, Co i Ni (+3 i +2), Cu (+2 i +1), Ag (+1) ), Au (+3 i +1), Zn i Cd (+2), Hg (+2 i +1).
Za sastavljanje formula za tro- i višeelementne spojeve prema oksidacijskim stanjima potrebno je poznavati oksidacijska stanja svih elemenata. U ovom slučaju broj atoma elemenata u formuli određuje se iz uvjeta da je zbroj oksidacijskih stanja svih atoma jednak naboju jedinice formule (molekule, iona). Na primjer, ako je poznato da nenabijena jedinica formule sadrži atome K, Cr i O s oksidacijskim stanjima jednakim +1, +6 i -2, tada će ovaj uvjet biti zadovoljen formulama K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 i mnogi drugi; slično, ovaj ion s nabojem -2 koji sadrži Cr +6 i O - 2 odgovarat će formulama CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 - itd.
3. Elektronska valencija V 
- broj kemijskih veza koje tvori određeni atom.
Na primjer, u molekuli H 2 O 2 H ¾ O
V stx (O) = 1, V c.h. (O) = 2, V 
.(O) = 2
To jest, postoje kemijski spojevi u kojima se stehiometrijske i elektronske valencije ne podudaraju; tu spadaju, na primjer, kompleksni spojevi.
O koordinaciji i elektronskim valencijama detaljnije se govori u temama “Kemijska veza” i “Kompleksni spojevi”.
upute
Tablica je struktura u kojoj su kemijski elementi raspoređeni prema svojim principima i zakonitostima. Odnosno, možemo reći da je to višekatna "kuća" u kojoj "žive" kemijski elementi, a svaki od njih ima svoje vlastiti stan pod određenim brojem. "Podovi" su smješteni vodoravno, koji mogu biti mali ili veliki. Ako se razdoblje sastoji od dva reda (kao što je označeno brojevima sa strane), tada se takvo razdoblje naziva velikim. Ako ima samo jedan red, naziva se malim.
Tablica je također podijeljena na "ulaze" - grupe, kojih je ukupno osam. Kao u svakom ulazu, stanovi se nalaze lijevo i desno, tako su i ovdje kemijski elementi raspoređeni na isti način. Samo u ovoj varijanti njihov je raspored neravnomjeran - s jedne strane ima više elemenata i tada govore o glavnoj skupini, s druge strane ih je manje i to ukazuje da je skupina sekundarna.
Valencija je sposobnost elemenata da se formiraju kemijske veze. Postoji konstanta koja se ne mijenja i varijabla koja se mijenja drugačije značenje ovisno o tome od koje tvari je element dio. Prilikom određivanja valencije pomoću periodnog sustava potrebno je obratiti pozornost na sljedeće karakteristike: broj skupine elemenata i njegovu vrstu (odnosno, glavnu ili sekundarnu skupinu). Konstantna valencija u ovom slučaju određena je brojem skupine glavne podskupine. Da biste saznali vrijednost varijable valencije (ako postoji, a obično y), tada morate od 8 oduzeti broj grupe u kojoj se element nalazi (ukupno 8 - dakle broj).
Primjer br. 1. Ako pogledate elemente prve skupine glavne podskupine (alkalne), možemo zaključiti da svi imaju valenciju jednaku I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Primjer br. 2. Elementi druge skupine glavne podskupine (zemnoalkalijski metali) redom imaju valenciju II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Primjer br. 3. Ako govorimo o nemetalima, onda je na primjer P (fosfor) u skupini V glavne podskupine. Stoga će njegova valencija biti jednaka V. Osim toga, fosfor ima još jednu vrijednost valencije, a da biste je odredili, morate izvršiti korak 8 - broj elementa. To znači 8 – 5 (broj skupine) = 3. Prema tome, druga valencija fosfora jednaka je III.
Primjer br. 4. Halogeni su u skupini VII glavne podskupine. To znači da će njihova valencija biti VII. Međutim, s obzirom da se radi o nemetalima, potrebno je izvršiti aritmetičku operaciju: 8 – 7 (broj grupe elemenata) = 1. Dakle, druga valencija je jednaka I.
Za elemente sekundarnih podskupina (a njima pripadaju samo metali), valja se zapamtiti valencija, pogotovo jer je u većini slučajeva jednaka I, II, rjeđe III. Također ćete morati zapamtiti valencije kemijskih elemenata koji imaju više od dva značenja.
Video na temu
Bilješka
Budite oprezni pri identificiranju metala i nemetala. U tu svrhu obično se u tablici daju simboli.
Izvori:
- kako se pravilno izgovaraju elementi periodnog sustava
- koja je valencija fosfora? x
Od škole ili čak i ranije, svi znaju da se sve oko nas, pa tako i mi sami, sastoji od atoma - najmanjih i nedjeljivih čestica. Zahvaljujući sposobnosti atoma da se međusobno povezuju, raznolikost našeg svijeta je golema. Ova sposobnost kemijskih atoma element tvore veze s drugim atomima naziva se valencija element.
upute
Svakom elementu u tablici dodijeljen je određeni redni broj (H - 1, Li - 2, Be - 3, itd.). Ovaj broj odgovara jezgri (broju protona u jezgri) i broju elektrona koji kruže oko jezgre. Broj protona je dakle jednak broju elektrona, što znači da je u normalnim uvjetima atom električno .
Podjela na sedam perioda događa se prema broju energetskih razina atoma. Atomi prve faze imaju jednoslojnu elektronsku ljusku, druga - dvoslojnu, treća - s tri razine, itd. Kada se popuni nova energetska razina, počinje novo razdoblje.
Prvi elementi bilo kojeg razdoblja karakteriziraju atomi koji imaju jedan elektron na vanjskoj razini - to su atomi alkalijskih metala. Periodi završavaju atomima plemenitih plinova, koji imaju vanjsku energetsku razinu potpuno ispunjenu elektronima: u prvoj periodi plemeniti plinovi imaju 2 elektrona, u sljedećim periodama - 8. Upravo zbog slične strukture elektronskih ljuski, skupine elemenata imaju sličnu fiziku.
U tablici D.I. Mendeljejev ima 8 glavnih podskupina. Ovaj broj je određen najvećim mogućim brojem elektrona na energetskoj razini.
Na dnu periodnog sustava lantanidi i aktinidi razlikuju se kao neovisni nizovi.
Pomoću tablice D.I. Mendeljejeva, može se uočiti periodičnost sljedećih svojstava elemenata: atomski radijus, atomski volumen; potencijal ionizacije; sile afiniteta prema elektronu; elektronegativnost atoma; ; fizička svojstva potencijalne veze.
Jasno sljediva periodičnost rasporeda elemenata u tablici D.I. Mendeljejev se racionalno objašnjava sekvencijalnom prirodom punjenja energetskih razina elektronima.
Izvori:
