1
/
5
Walau bagaimanapun, pemahaman yang tepat dan kemudiannya disahkan sepenuhnya mengenai fenomena valensi telah dicadangkan pada tahun 1852 oleh ahli kimia Edward Frankland dalam karya di mana beliau mengumpul dan memikirkan semula semua teori dan andaian yang wujud pada masa itu mengenai perkara ini. Memerhati keupayaan tepu logam yang berbeza dan membandingkan komposisi derivatif organik logam dengan komposisi bukan sebatian organik, Frankland memperkenalkan konsep " kekuatan penghubung» ( berat penyambung), dengan itu meletakkan asas bagi doktrin valens. Walaupun Frankland menubuhkan beberapa undang-undang tertentu, ideanya tidak dikembangkan.
Friedrich August Kekulé memainkan peranan penting dalam penciptaan teori valens. Pada tahun 1857, beliau menunjukkan bahawa karbon ialah unsur tetrabasic (tetratomik), dan sebatian termudahnya ialah metana CH 4. Yakin dengan kebenaran ideanya tentang valensi atom, Kekule memperkenalkannya ke dalam buku teks kimia organiknya: keasaman, menurut penulis, adalah sifat asas atom, sifat yang tetap dan tidak berubah seperti berat atom. Pada tahun 1858, pandangan, hampir bertepatan dengan idea Kekulé, dinyatakan dalam artikel " Mengenai teori kimia baru Archibald Scott Cooper.
Tiga tahun kemudian, pada September 1861, A.M. Butlerov membuat penambahan yang paling penting kepada teori valensi. Dia membuat perbezaan yang jelas antara atom bebas dan atom yang telah bergabung dengan atom lain, apabila pertaliannya " mengikat dan pergi ke bentuk baru
". Butlerov memperkenalkan konsep kesempurnaan penggunaan kuasa pertalian dan tentang " ketegangan pertalian", Iaitu, ketaksamaan bertenaga ikatan, yang disebabkan oleh pengaruh bersama atom dalam molekul. Hasil daripada pengaruh bersama ini, atom, bergantung pada persekitaran strukturnya, memperoleh yang berbeza "Nilai kimia". Teori Butlerov memungkinkan untuk menerangkan banyak fakta eksperimen mengenai isomerisme sebatian organik dan kereaktifannya.
Kelebihan besar teori valensi ialah kemungkinan perwakilan visual molekul. Pada tahun 1860-an. model molekul pertama muncul. Sudah pada tahun 1864 A. Brown mencadangkan menggunakan formula struktur dalam bentuk bulatan dengan simbol unsur diletakkan di dalamnya, dihubungkan dengan garis yang menandakan ikatan kimia antara atom; bilangan garis sepadan dengan valens atom. Pada tahun 1865 A. von Hoffmann menunjukkan model bola-rod pertama di mana bola kroket memainkan peranan atom. Pada tahun 1866, lukisan model stereokimia muncul dalam buku teks Kekule, di mana atom karbon mempunyai konfigurasi tetrahedral.
Pada mulanya, unit valens atom hidrogen diambil sebagai unit valens. Dalam kes ini, valensi unsur lain boleh dinyatakan dengan bilangan atom hidrogen yang melekat pada dirinya sendiri atau menggantikan satu atom unsur lain ini. Valensi yang ditentukan dengan cara ini dipanggil valensi dalam sebatian hidrogen atau valensi untuk hidrogen: contohnya, dalam sebatian HCl, H 2 O, NH 3, CH 4, valens hidrogen klorin adalah satu, oksigen adalah dua, nitrogen. ialah tiga, dan karbon ialah empat.
Valensi oksigen biasanya dua. Oleh itu, dengan mengetahui komposisi atau formula sebatian oksigen satu atau unsur lain, seseorang boleh menentukan valensnya sebagai bilangan dua kali ganda atom oksigen yang boleh dilampirkan oleh satu atom unsur tertentu. Valensi yang ditentukan dengan cara ini dipanggil valens unsur dalam sebatian oksigen atau valens oksigen: contohnya, dalam sebatian K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3, valens oksigen kalium ialah satu, karbon adalah dua, nitrogen adalah tiga, silikon - empat, sulfur - enam.
Bagi kebanyakan unsur, nilai valensi dalam sebatian hidrogen dan oksigen adalah berbeza: contohnya, valensi sulfur untuk hidrogen ialah dua (H 2 S), dan untuk oksigen ialah enam (SO 3). Di samping itu, kebanyakan unsur mempamerkan valens yang berbeza dalam sebatian yang berbeza [sesetengah unsur mungkin tidak mempunyai hidrida mahupun oksida]. Sebagai contoh, karbon membentuk dengan oksigen dua oksida: karbon monoksida CO dan karbon dioksida CO 2. Dalam karbon monoksida, valensi karbon adalah dua, dan dalam karbon dioksida - empat (beberapa unsur juga mampu membentuk peroksida). Daripada contoh yang dipertimbangkan, ia mengikuti bahawa, sebagai peraturan, adalah mustahil untuk mencirikan valensi unsur dengan mana-mana satu nombor dan / atau kaedah.
Konsep moden valens
Sejak kemunculan teori ikatan kimia, konsep "valensi" telah mengalami evolusi yang ketara. Pada masa ini, ia tidak mempunyai tafsiran saintifik yang ketat, oleh itu, ia hampir disingkirkan sepenuhnya daripada perbendaharaan kata saintifik dan digunakan terutamanya untuk tujuan metodologi.
Pada asasnya, valensi unsur kimia biasanya difahami sebagai keupayaan atom bebasnya (dalam erti kata yang lebih sempit - ukuran keupayaannya) untuk membentuk nombor tertentu ikatan kovalen... Dalam sebatian dengan ikatan kovalen, valensi atom ditentukan oleh bilangan ikatan dua pusat dua elektron yang terbentuk. Ini adalah pendekatan yang diterima pakai dalam teori ikatan valens setempat, yang dicadangkan pada tahun 1927 oleh W. Heitler dan F. London. Jelas sekali, jika atom mempunyai n elektron tidak berpasangan dan m pasangan elektron tunggal, maka atom ini boleh terbentuk n + m ikatan kovalen dengan atom lain. Apabila menilai valensi maksimum, seseorang harus meneruskan dari konfigurasi elektronik hipotesis, yang dipanggil. Keadaan "Teruja" (valensi). Sebagai contoh, valens maksimum boron, karbon dan atom nitrogen ialah 4 (contohnya, dalam -, CH 4 dan +), fosforus - 5 (PCl 5), sulfur - 6 (H 2 SO 4), klorin - 7 ( Cl 2 O 7 ).
Bilangan ikatan yang boleh dibentuk oleh atom adalah sama dengan bilangan elektron yang tidak berpasangan yang akan membentuk pasangan elektron sepunya (awan molekul dua elektron). Ikatan kovalen juga boleh dibentuk oleh mekanisme penerima-penderma. Pada masa yang sama, dalam kedua-dua kes, kekutuban ikatan yang terbentuk tidak diambil kira, dan oleh itu valensi tidak mempunyai tanda - ia tidak boleh sama ada positif atau negatif, berbeza dengan keadaan pengoksidaan(N 2, NO 2, NH 3 dan +).
Sebagai tambahan kepada valens untuk hidrogen dan oksigen, keupayaan atom unsur tertentu untuk bergabung antara satu sama lain atau dengan atom unsur lain dalam beberapa kes boleh dinyatakan [selalunya dan dikenal pasti] dengan cara lain: seperti, sebagai contoh, keadaan pengoksidaan unsur (cas bersyarat atom di bawah andaian bahawa bahan terdiri daripada ion), kovalen (bilangan ikatan kimia yang dibentuk oleh atom unsur tertentu, termasuk dengan unsur dengan nama yang sama; lihat di bawah), nombor koordinasi atom (bilangan atom serta-merta mengelilingi atom tertentu), dsb. Ciri-ciri ini boleh menjadi hampir dan juga bertepatan secara kuantitatif, tetapi tidak sama antara satu sama lain. Sebagai contoh, dalam molekul isoelektronik nitrogen N 2, karbon monoksida CO dan ion sianida CN -, ikatan rangkap tiga direalisasikan (iaitu, valensi setiap atom ialah 3), tetapi keadaan pengoksidaan unsur-unsur adalah, masing-masing, 0 , +2, −2, +2, dan −3. Dalam molekul etana (lihat Rajah), Karbon adalah tetravalen, seperti dalam kebanyakan sebatian organik, manakala keadaan pengoksidaan ialah -3.
Ini adalah benar terutamanya untuk molekul dengan ikatan kimia yang dinyahlokasi, contohnya, dalam asid nitrik, keadaan pengoksidaan nitrogen ialah +5, manakala nitrogen tidak boleh mempunyai valensi lebih tinggi daripada 4. Dikenali daripada banyak buku teks sekolah peraturan - "Maksimum valens unsur secara berangka sama dengan nombor kumpulan dalam Jadual Berkala ”- merujuk secara eksklusif kepada keadaan pengoksidaan. Konsep "valensi malar" dan "valensi boleh ubah" juga merujuk kepada keadaan pengoksidaan.
Kovalen unsur (ukuran keupayaan valens unsur; kapasiti tepu) ditentukan jumlah elektron tidak berpasangan [pasangan elektron valens] kedua-duanya dalam keadaan normal dan dalam keadaan teruja atom, atau, dengan kata lain, bilangan ikatan kovalen yang dibentuk oleh atom (karbon 2s 2 2p 2 II ialah kovalen, dan dalam keadaan teruja C * 2s 1 2p 3 - IV -kovalen; oleh itu dalam CO dan CO 2 valency ialah II atau IV, dan kovalennya ialah II dan/ atau IV). Jadi, kovalen nitrogen dalam molekul N 2, NH 3, Al≡N dan cyanamide Ca = NC≡N adalah sama dengan tiga, kovalen oksigen dalam molekul H 2 O dan CO 2 ialah dua, kovalen karbon dalam molekul CH 4, CO 2 dan kristal ( berlian) - empat.
Dalam perwakilan kimia klasik dan / atau pasca-kuantum, bilangan elektron optik (valens) pada tenaga pengujaan tertentu boleh ditentukan daripada spektrum penyerapan elektronik molekul diatomik. Mengikut kaedah ini, timbal balik tangen cerun garis lurus korelasi / garis lurus (pada nilai yang berkaitan istilah elektronik molekul yang dibentuk oleh jumlah relatif atom) sepadan dengan bilangan pasangan elektron valens, iaitu, valens dalam pengertian klasiknya.
Antara valens [stoikiometrik] dalam sambungan ini, jisim molar atomnya dan jisim setaranya, terdapat hubungan mudah yang secara langsung mengikuti teori atom dan definisi konsep "jisim setara." CO - valens, kerana kebanyakan bahan bukan organik mempunyai struktur bukan molekul, dan bahan organik mempunyai struktur molekul. Anda tidak boleh menyamakan kedua-dua konsep ini, walaupun secara numeriknya sama. Istilah "elektron valensi" juga digunakan secara meluas, iaitu, yang paling lemah terikat kepada nukleus atom, selalunya elektron luar.
Dengan valensi unsur, anda boleh membentuk formula sebenar sebatian, dan, sebaliknya, berdasarkan formula sebenar, anda boleh menentukan valensi unsur dalam sebatian ini. Dalam kes ini, adalah perlu untuk mematuhi prinsip yang mengikutnya hasil darab valens satu unsur dengan bilangan atomnya adalah sama dengan hasil darab valens unsur kedua dengan bilangan atomnya... Jadi, untuk menyusun formula nitrik oksida (III), anda harus menulis di atas di atas simbol valensi unsur-unsur N I I I (\ gaya paparan (\ stackrel (III) (\ mbox (N)))) O I I (\ displaystyle (\ stackrel (II) (\ mbox (O))))... Setelah menentukan yang terkecil penyebut biasa dan membahagikannya dengan valens yang sepadan, kita memperoleh nisbah atom nitrogen kepada oksigen, iaitu 2: 3. Oleh itu, formula nitrik oksida (III) sepadan N + 3 2 O - 2 3 (\ gaya paparan (\ stackrel (+3) (\ mbox (N))) _ (2) (\ stackrel (-2) (\ mbox (O))) _ (3))... Untuk menentukan valensi, lakukan sebaliknya dengan cara yang sama.
Formula kimia mencerminkan komposisi (struktur) sebatian kimia atau bahan ringkas. Contohnya, H 2 O - dua atom hidrogen disambungkan kepada atom oksigen. Formula kimia juga mengandungi beberapa maklumat tentang struktur bahan: contohnya, Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - formula ini menunjukkan beberapa kumpulan stabil (OH, SO 4) yang merupakan sebahagian daripada bahan -nya molekul, formula atau unit struktur (PU atau CE).
Formula molekul menunjukkan bilangan atom setiap unsur dalam molekul. Formula molekul menerangkan hanya bahan dengan struktur molekul (gas, cecair dan beberapa pepejal). Komposisi bahan dengan struktur atom atau ionik hanya boleh diterangkan dengan simbol unit formula.
Unit formula menunjukkan nisbah termudah antara bilangan atom elemen yang berbeza dalam bahan. Sebagai contoh, unit formula benzena ialah CH, formula molekul ialah C 6 H 6.
Formula struktur (grafik). menunjukkan susunan sambungan atom dalam molekul (serta dalam PU dan CE) dan bilangan ikatan antara atom.
Pertimbangan formula sedemikian membawa kepada idea valensi(valentia - kekuatan) - tentang keupayaan atom unsur tertentu untuk melekat pada dirinya sebilangan atom lain. Tiga jenis valensi boleh dibezakan: stoikiometrik (termasuk keadaan pengoksidaan), struktur dan elektronik.
Valensi stoikiometrik. Pendekatan kuantitatif terhadap definisi valens menjadi mungkin selepas penubuhan konsep "setara" dan definisinya mengikut undang-undang setara. Berdasarkan konsep ini, anda boleh memperkenalkan idea tentang valens stoikiometrik ialah bilangan setara yang boleh dilampirkan oleh atom tertentu pada dirinya, atau ialah bilangan setara dalam atom. Setara ditentukan oleh bilangan atom hidrogen, maka V stx sebenarnya bermaksud bilangan atom hidrogen (atau zarah setara) yang mana atom ini berinteraksi.
V stx = Z B atau V stx =. (1.1)
Sebagai contoh, dalam SO 3 ( S = +6), Z B (S) ialah 6 V stx (S) = 6.
Setara hidrogen ialah 1, jadi untuk unsur dalam sebatian di bawah, Z B (Cl) = 1, Z B (O) = 2, Z B (N) = 3, dan Z B (C) = 4. Nilai berangka valens stoikiometrik biasanya dilambangkan dengan angka Rom:
I I I II III I IV I
HCl, H 2 O, NH 3, CH 4.
Dalam kes di mana unsur tidak bergabung dengan hidrogen, valensi unsur yang dikehendaki ditentukan oleh unsur, yang mana valensinya diketahui. Selalunya ia ditemui oleh oksigen, kerana valensinya dalam sebatian biasanya dua. Sebagai contoh, dalam hubungan:
II II III II IV II
CaO Al 2 O 3 CO 2.
Apabila menentukan valens stoikiometri unsur menggunakan formula sebatian binari, harus diingat bahawa jumlah valens semua atom satu unsur mestilah sama dengan jumlah valens semua atom unsur lain.
Mengetahui valensi unsur, anda boleh merangka formula kimia sesuatu bahan. Apabila menyusun formula kimia, prosedur berikut boleh diikuti:
1. Tulis di sebelah simbol kimia unsur yang membentuk sebatian: KO AlCl AlO;
2. Di atas simbol unsur kimia, valensinya dilekatkan:
I II III I III II
3. Dengan menggunakan peraturan yang dirumus di atas, tentukan gandaan sepunya terkecil bagi nombor yang menyatakan valens stoikiometri kedua-dua unsur (masing-masing 2, 3 dan 6).
Dengan membahagikan gandaan sepunya terkecil dengan valensi unsur yang sepadan, indeks dijumpai:
I II III I III II
K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3.
Contoh 1. Lukiskan formula untuk klorin oksida, mengetahui bahawa klorin di dalamnya adalah heptavalen, dan oksigen adalah divalen.
Penyelesaian. Kita dapati gandaan terkecil bagi nombor 2 dan 7 - ia ialah 14. Membahagikan gandaan sepunya terkecil dengan valens stoikiometri unsur yang sepadan, kita dapati indeks: untuk atom klorin 14/7 = 2, untuk atom oksigen 14/2 = 7.
Formula oksida ialah -Cl 2 O 7.
Keadaan pengoksidaan juga mencirikan komposisi bahan dan sama dengan valens stoikiometrik dengan tanda tambah (untuk logam atau lebih unsur elektropositif dalam molekul) atau tolak.
= ± V stx. (1.2)
w ditakrifkan melalui V stx, oleh itu melalui setara, dan ini bermakna w (H) = ± 1; selanjutnya, w daripada semua unsur lain dalam pelbagai sebatian boleh didapati secara empirik. Khususnya, adalah penting bahawa beberapa unsur sentiasa atau hampir selalu mempunyai keadaan pengoksidaan yang berterusan.
Adalah berguna untuk mengingati peraturan berikut untuk menentukan keadaan pengoksidaan.
1. w (Н) = ± 1 (. W = +1 dalam Н 2 О, НCl;. W = –1 dalam NaH, CaH 2);
2.
F(fluorin) dalam semua sebatian mempunyai w = –1, halogen lain dengan logam, hidrogen dan unsur lain yang lebih elektropositif juga mempunyai w = –1.
3. Oksigen dalam sebatian konvensional mempunyai. w = –2 (pengecualian - hidrogen peroksida dan derivatifnya - Н 2 О 2 atau BaO 2, di mana oksigen mempunyai keadaan pengoksidaan –1, dan juga oksigen fluorida OF 2, di mana keadaan pengoksidaan oksigen ialah +2) .
4. Logam alkali (Li - Fr) dan alkali tanah (Ca - Ra) sentiasa mempunyai keadaan pengoksidaan yang sama dengan nombor kumpulan, iaitu +1 dan +2, masing-masing;
5. Al, Ga, In, Sc, Y, La dan lantanida (kecuali Ce) - w = +3.
6. Keadaan pengoksidaan tertinggi unsur adalah sama dengan nombor kumpulan sistem berkala, dan terendah = (nombor kumpulan - 8). Sebagai contoh, w (S) = +6 tertinggi dalam SO 3, w terendah = -2 dalam H 2 S.
7. Keadaan pengoksidaan bahan mudah diambil sebagai sifar.
8. Keadaan pengoksidaan ion adalah sama dengan casnya.
9. Keadaan pengoksidaan unsur-unsur dalam sebatian mengimbangi satu sama lain supaya jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau unit formula neutral adalah sifar, dan untuk ion - casnya. Ini boleh digunakan untuk menentukan keadaan pengoksidaan yang tidak diketahui daripada yang diketahui dan untuk merumuskan sebatian berbilang unsur.
Contoh 2. Tentukan keadaan pengoksidaan kromium dalam garam K 2 CrO 4 dan dalam ion Cr 2 O 7 2 -.
Penyelesaian. Kami menerima w (K) = +1; w (O) = -2. Untuk unit struktur K 2 CrO 4 kita ada:
2 .
(+1) + X + 4 .
(-2) = 0, maka X = w (Cr) = +6.
Untuk ion Cr 2 O 7 2 - kita ada: 2 .
X + 7 .
(-2) = -2, X = w (Cr) = +6.
Iaitu, keadaan pengoksidaan kromium adalah sama dalam kedua-dua kes.
Contoh 3. Tentukan keadaan pengoksidaan fosforus dalam sebatian P 2 O 3 dan PH 3.
Penyelesaian. Dalam sebatian P 2 O 3 w (O) = -2. Prosiding daripada fakta bahawa jumlah algebra bagi keadaan pengoksidaan molekul harus sama dengan sifar, kita dapati keadaan pengoksidaan fosforus: 2. X + 3. (-2) = 0, maka X = w (P) = +3.
Dalam sebatian PH 3 w (H) = +1, maka X + 3. (+ 1) = 0. X = w (P) = -3.
Contoh 4. Tuliskan formula oksida yang boleh diperoleh daripada penguraian haba hidroksida berikut:
H 2 SiO 3; Fe (OH) 3; H 3 AsO 4; H 2 WO 4; Cu (OH) 2.
Penyelesaian. H 2 SiO 3 -tentukan keadaan pengoksidaan silikon: w (H) = + 1, w (O) = -2, maka: 2. (+1) + X + 3. (-2) = 0.w (Si) = X = +4. Kami mengarang formula oksida-SiO 2.
Fe (OH) 3 - cas kumpulan hidrokso ialah -1, oleh itu w (Fe) = +3 dan formula oksida yang sepadan ialah Fe 2 O 3.
H 3 AsO 4 -darjah pengoksidaan arsenik dalam asid: 3. (+1) + X + 4. (-2) = 0.X = w (As) = +5. Oleh itu, formula oksida ialah As 2 O 5.
H 2 WO 4 -w (W) dalam asid ialah +6, oleh itu formula oksida yang sepadan ialah WO 3.
Cu (OH) 2 - kerana terdapat dua kumpulan hidrokso, casnya ialah -1, oleh itu w (Cu) = +2 dan formula oksida ialah -CuO.
Kebanyakan unsur mempunyai beberapa keadaan pengoksidaan.
Pertimbangkan cara menggunakan D.I. Mendeleev, keadaan pengoksidaan utama unsur-unsur boleh ditentukan.
Keadaan pengoksidaan yang stabil unsur subkumpulan utama boleh ditentukan mengikut peraturan berikut:
1.
Unsur kumpulan I-III hanya mempunyai keadaan pengoksidaan - positif dan sama saiz dengan nombor kumpulan (kecuali talium, yang mempunyai w = +1 dan +3).
Bagi unsur kumpulan IV-VI, sebagai tambahan kepada keadaan pengoksidaan positif yang sepadan dengan nombor kumpulan, dan yang negatif, sama dengan perbezaan antara nombor 8 dan nombor kumpulan, terdapat juga keadaan pengoksidaan perantaraan, biasanya berbeza daripada setiap lain sebanyak 2 unit. Bagi kumpulan IV, keadaan pengoksidaan ialah, masing-masing, +4, +2, -2, -4; untuk unsur kumpulan V, masing-masing -3, -1 +3 +5; dan untuk kumpulan VI - +6, +4, -2.
3.
Unsur-unsur Kumpulan VII mempunyai semua keadaan pengoksidaan dari +7 hingga -1, berbeza dengan dua unit, i.e. + 7, + 5, +3, +1 dan -1. Dalam kumpulan halogen fluorin dibebaskan, yang tidak mempunyai keadaan pengoksidaan positif dan dalam sebatian dengan unsur lain hanya wujud dalam satu keadaan pengoksidaan -1. (Terdapat beberapa sebatian halogen dengan keadaan pengoksidaan sekata: ClO, ClO 2, dll.)
elemen subkumpulan sampingan tiada hubungan mudah antara keadaan pengoksidaan yang stabil dan nombor kumpulan. Bagi sesetengah unsur subkumpulan sampingan, keadaan pengoksidaan yang stabil perlu diingati. Elemen ini termasuk:
Cr (+3 dan +6), Mn (+7, +6, +4 dan +2), Fe, Co dan Ni (+3 dan +2), Cu (+2 dan +1), Ag (+1 ), Au (+3 dan +1), Zn dan Cd (+2), Hg (+2 dan +1).
Untuk merangka formula bagi sebatian tiga dan berbilang unsur mengikut keadaan pengoksidaan, adalah perlu untuk mengetahui keadaan pengoksidaan semua unsur. Dalam kes ini, bilangan atom unsur dalam formula ditentukan daripada syarat bahawa jumlah keadaan pengoksidaan semua atom adalah sama dengan cas unit formula (molekul, ion). Sebagai contoh, jika diketahui bahawa unit formula tidak bercas mengandungi atom K, Cr dan O dengan keadaan pengoksidaan masing-masing sama dengan +1, +6 dan -2, maka keadaan ini akan dipenuhi oleh formula K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 dan banyak lagi; sama seperti ion ini dengan cas -2, yang mengandungi Cr +6 dan O - 2 akan sepadan dengan formula CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 -, dan lain-lain.
3. valens elektronik V 
- bilangan ikatan kimia yang terbentuk oleh atom tertentu.
Contohnya, dalam molekul H 2 O 2 H ¾ O
V stx (O) = 1, V c.h. (O) = 2, V 
.(O) = 2
Iaitu, terdapat sebatian kimia di mana valens stoikiometrik dan elektronik tidak bertepatan; ini termasuk, sebagai contoh, sebatian kompleks.
Koordinasi dan valens elektronik dibincangkan dengan lebih terperinci dalam topik "Ikatan kimia" dan "Sebatian kompleks".
Arahan
Jadual ialah struktur di mana unsur kimia terletak mengikut prinsip dan undang-undangnya. Iaitu, kita boleh mengatakan bahawa ia adalah "rumah" bertingkat di mana unsur-unsur kimia "hidup", dan setiap daripada mereka mempunyai sendiri. pangsapuri sendiri di bawah nombor tertentu. "lantai" terletak secara mendatar - yang boleh menjadi kecil dan besar. Jika tempoh itu terdiri daripada dua baris (seperti yang ditunjukkan oleh penomboran di sebelah), maka tempoh tersebut dipanggil besar. Jika ia hanya mempunyai satu baris, maka ia dipanggil kecil.
Juga, jadual dibahagikan kepada "pintu masuk" - kumpulan, yang mana terdapat hanya lapan. Seperti di mana-mana pintu masuk, pangsapuri terletak di kiri dan kanan, jadi di sini unsur kimia terletak dengan cara yang sama. Hanya dalam versi ini penempatan mereka tidak sekata - di satu pihak, terdapat lebih banyak elemen dan kemudian mereka bercakap tentang kumpulan utama, di sisi lain - kurang, dan ini menunjukkan bahawa kumpulan itu adalah menengah.
Valensi ialah keupayaan unsur untuk membentuk ikatan kimia... Terdapat pemalar yang tidak berubah dan pembolehubah yang mempunyai makna yang berbeza bergantung pada bahan apa unsur itu merupakan sebahagian daripadanya. Apabila menentukan valensi mengikut jadual berkala, adalah perlu untuk memberi perhatian kepada ciri-ciri berikut: bilangan kumpulan unsur dan jenisnya (iaitu kumpulan utama atau sekunder). Valensi malar dalam kes ini ditentukan oleh nombor kumpulan subkumpulan utama. Untuk mengetahui nilai valensi pembolehubah (jika terdapat satu, lebih-lebih lagi, biasanya y), maka anda perlu menolak bilangan kumpulan di mana elemen terletak dari 8 (hanya 8 - maka angka itu).
Contoh No. 1. Jika anda melihat unsur-unsur kumpulan pertama subkumpulan utama (beralkali), maka kita boleh membuat kesimpulan bahawa mereka semua mempunyai valensi sama dengan I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
Contoh No. 2. Unsur kumpulan kedua subkumpulan utama (logam alkali tanah), masing-masing, mempunyai valensi II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
Contoh No. 3. Jika kita bercakap tentang bukan logam, maka sebagai contoh, P (fosforus) berada dalam kumpulan V subkumpulan utama. Oleh itu, valensinya akan sama dengan V. Di samping itu, fosforus mempunyai satu lagi nilai valensi, dan untuk menentukannya, anda mesti melakukan tindakan 8 - nombor unsur. Oleh itu, 8 - 5 (nombor kumpulan) = 3. Oleh itu, valens kedua bagi fosforus ialah III.
Contoh No. 4. Halogen berada dalam kumpulan VII subkumpulan utama. Ini bermakna valensi mereka akan sama dengan VII. Walau bagaimanapun, memandangkan ini bukan logam, maka anda perlu melakukan operasi aritmetik: 8 - 7 (nombor kumpulan unsur) = 1. Oleh itu, valensi yang lain ialah I.
Untuk unsur subkumpulan sampingan (dan hanya logam untuk mereka), valensi mesti dihafal, terutamanya kerana dalam kebanyakan kes ia sama dengan I, II, kurang kerap III. Anda juga perlu menghafal valensi unsur kimia yang mempunyai lebih daripada dua makna.
Video-video yang berkaitan
catatan
Berhati-hati semasa mengenal pasti logam dan bukan logam. Untuk ini, jadual biasanya memberikan sebutan.
Sumber:
- cara menyebut unsur-unsur jadual berkala
- apakah valensi fosforus? X
Dari sekolah atau lebih awal, semua orang tahu bahawa segala-galanya di sekeliling, termasuk kita sendiri, terdiri daripada atom - zarah terkecil dan tidak boleh dibahagikan. Terima kasih kepada keupayaan atom untuk berhubung antara satu sama lain, kepelbagaian dunia kita sangat besar. Keupayaan atom kimia ini unsur membentuk ikatan dengan atom lain dipanggil valens unsur.
Arahan
Setiap elemen dalam jadual diberikan nombor siri tertentu (H - 1, Li - 2, Be - 3, dsb.). Nombor ini sepadan dengan nukleus (bilangan proton dalam nukleus) dan bilangan elektron yang mengorbit nukleus. Oleh itu, bilangan proton adalah sama dengan bilangan elektron, dan ini menunjukkan bahawa dalam keadaan normal atom adalah elektrik.
Pembahagian kepada tujuh tempoh berlaku mengikut bilangan tahap tenaga atom. Atom tempoh pertama mempunyai kulit elektron satu peringkat, kedua - dua peringkat, ketiga - tiga peringkat, dsb. Apabila tahap tenaga baru diisi, tempoh baru bermula.
Unsur pertama mana-mana tempoh dicirikan oleh atom yang mempunyai satu elektron pada tahap luar - ini adalah atom logam alkali. Tempoh berakhir dengan atom gas mulia, yang mempunyai tahap tenaga luaran yang diisi sepenuhnya dengan elektron: dalam tempoh pertama, gas lengai mempunyai 2 elektron, seterusnya - 8. Ia adalah kerana struktur kulit elektron yang sama menyebabkan kumpulan unsur mempunyai fizikal yang serupa.
D.I. Mendeleev, terdapat 8 subkumpulan utama. Nombor ini disebabkan oleh bilangan maksimum elektron yang mungkin pada tahap tenaga.
Di bahagian bawah jadual berkala, lantanida dan aktinida dibezakan sebagai siri bebas.
Menggunakan jadual D.I. Mendeleev, seseorang boleh memerhatikan keberkalaan sifat unsur berikut: jejari atom, isipadu atom; potensi pengionan; daya pertalian dengan elektron; keelektronegatifan atom; ; ciri-ciri fizikal sambungan yang berpotensi.
Keberkalaan susunan unsur yang boleh dikesan dengan jelas dalam jadual D.I. Mendeleev dijelaskan secara rasional oleh sifat konsisten pengisian tahap tenaga dengan elektron.
Sumber:
