Valence

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 29. september 2022; verifikation kræver 1 redigering .

Valens (fra latin  valēns  "have styrke") - atomers evne til at danne et vist antal kemiske bindinger, som et atom danner, eller antallet af atomer, der kan vedhæfte eller erstatte et atom i et givet grundstof.

Historien om begrebet "valens"

Etymologien af ​​begrebet valens kan spores tilbage til 1424, hvor det begyndte at blive brugt i videnskabelige tekster i betydningen " ekstrakt ", " lægemiddel ". Brug inden for den moderne definition er registreret i 1884 ( tysk:  Valenz ) [1] . I 1789 udgav William Higgins et papir, hvori han foreslog eksistensen af ​​bindinger mellem de mindste partikler af stof [2] .

En nøjagtig og senere fuldt bekræftet forståelse af valensfænomenet blev imidlertid foreslået i 1852 af kemikeren Edward Frankland i et værk, hvor han samlede og genovervejede alle de teorier og antagelser, der eksisterede på det tidspunkt om dette emne [3] . Ved at observere evnen til at mætte forskellige metaller og sammenligne sammensætningen af ​​organiske derivater af metaller med sammensætningen af ​​uorganiske forbindelser, introducerede Frankland begrebet " bindekraft " ( bindevægt ), og lagde dermed grundlaget for læren om valens. Selvom Frankland etablerede nogle særlige love, blev hans ideer ikke udviklet.

Friedrich August Kekule spillede en afgørende rolle i skabelsen af ​​teorien om valens . I 1857 viste han, at kulstof er et fire-basisk (fire-atom) grundstof, og dets enkleste forbindelse er methan CH 4 . Med tillid til sandheden af ​​sine ideer om atomernes valens introducerede Kekule dem i sin lærebog i organisk kemi: basicitet er ifølge forfatteren en grundlæggende egenskab ved atomet, en egenskab lige så konstant og uforanderlig som atomvægt . I 1858 blev synspunkter, der næsten faldt sammen med Kekules synspunkter, udtrykt i artiklen " On a New Chemical Theory " af Archibald Scott Cooper .

Tre år senere, i september 1861, lavede A. M. Butlerov de vigtigste tilføjelser til teorien om valens. Han gjorde en klar skelnen mellem et frit atom og et atom, der er trådt i forening med et andet, når dets tilhørsforhold " binder og går over i en ny form ." Butlerov introducerede konceptet om fuldstændigheden af ​​brugen af ​​affinitetskræfter og " affinitetsspændingen ", det vil sige energi-ikke-ækvivalensen af ​​bindinger, som skyldes den gensidige påvirkning af atomer i et molekyle. Som et resultat af denne gensidige påvirkning får atomer, afhængigt af deres strukturelle miljø, en anden "kemisk betydning ". Butlerovs teori gjorde det muligt at forklare mange eksperimentelle fakta om isomerismen af ​​organiske forbindelser og deres reaktivitet.

En stor fordel ved valensteorien var muligheden for en visuel repræsentation af molekylet. I 1860'erne dukkede de første molekylære modeller op . Allerede i 1864 foreslog A. Brown at bruge strukturformler i form af cirkler med symboler for grundstoffer placeret i dem, forbundet med linjer, der betegner den kemiske binding mellem atomer; antallet af linjer svarede til atomets valens. I 1865 demonstrerede A. von Hoffmann de første bold-og-stok-modeller, hvor kroketbolde spillede rollen som atomer. I 1866 dukkede tegninger af stereokemiske modeller op i Kekules lærebog , hvor carbonatomet havde en tetraedrisk konfiguration.

Til at begynde med blev hydrogenatomets valens taget som valensenheden. Valensen af ​​et andet grundstof kan i dette tilfælde udtrykkes ved antallet af hydrogenatomer, der binder sig til sig selv eller erstatter et atom af dette andet grundstof. Valensen bestemt på denne måde kaldes valens i brintforbindelser eller brintvalens: for eksempel i forbindelserne HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 er hydrogenvalensen af ​​chlor én, oxygen er to, nitrogen er tre, kulstof er fire.

Valensen af ​​oxygen er normalt to. Ved at kende sammensætningen eller formlen af ​​oxygenforbindelsen af ​​et bestemt grundstof er det derfor muligt at bestemme dets valens som det dobbelte af antallet af oxygenatomer, som et atom af dette grundstof kan vedhæfte. Valensen bestemt på denne måde kaldes grundstoffets valens i iltforbindelser eller valensen for ilt: for eksempel i forbindelserne K 2 O, CO, N 2 O 3 , SiO 2 , SO 3 , valensen for kalium ilt er en, kulstof - to, nitrogen - tre, silicium - fire, svovl - seks.

For de fleste grundstoffer er valensværdierne i brint og oxygenforbindelser forskellige: for eksempel er valensen af ​​svovl i brint to (H 2 S), og i oxygen er den seks (SO 3 ). Derudover udviser de fleste grundstoffer forskellige valenser i deres forskellige forbindelser [nogle grundstoffer har muligvis hverken hydrider eller oxider]. For eksempel danner kulstof to oxider med oxygen: kulilte CO og kuldioxid CO 2 . I carbonmonoxid er valensen af ​​carbon to, og i dioxid er den fire (nogle grundstoffer er også i stand til at danne peroxider ). Fra de overvejede eksempler følger det, at det som regel er umuligt at karakterisere et elements valens ved et hvilket som helst tal og/eller metode.

Moderne begreber om valens

Siden fremkomsten af ​​teorien om kemisk binding har begrebet "valens" gennemgået en betydelig udvikling. På nuværende tidspunkt har den ikke en streng videnskabelig fortolkning, derfor er den næsten fuldstændig fjernet fra det videnskabelige ordforråd og bruges hovedsageligt til metodiske formål.

Grundlæggende forstås valensen af ​​kemiske elementer normalt som evnen af ​​dets frie atomer (i en snævrere forstand, målet for dets evne) til at danne et vist antal kovalente bindinger . I forbindelser med kovalente bindinger bestemmes atomernes valens af antallet af dannede to-elektron-to-centerbindinger. Dette er den tilgang, der blev vedtaget i teorien om lokaliserede valensbindinger, som blev foreslået i 1927 af W. Heitler og F. London . Det er klart, at hvis et atom har n uparrede elektroner og m uparrede elektronpar , så kan dette atom danne n + m kovalente bindinger med andre atomer [4] . Ved vurdering af den maksimale valens bør man gå ud fra den elektroniske konfiguration af en hypotetisk, såkaldt. "ophidset" (valens) tilstand. For eksempel er den maksimale valens af et bor-, carbon- og nitrogenatom 4 (for eksempel i [BF 4 ] - , CH 4 og [NH 4 ] + ), phosphor - 5 (PCl 5 ), svovl - 6 (H ) 2S04 ), chlor - 7 ( Cl 2 O 7 ) .
Antallet af bindinger, som et atom kan danne, er lig med antallet af dets uparrede elektroner , der vil danne fælles elektronpar (molekylære to-elektronskyer). En kovalent binding kan også dannes af donor-acceptor-mekanismen . I begge tilfælde tages der ikke højde for polariteten af ​​de dannede bindinger , og valensen har derfor ingen fortegn - den kan hverken være positiv eller negativ, i modsætning til oxidationstilstanden (N 2 , NO 2 , NH 3 og [NH) 4 ] + ).

Ud over valens i brint og oxygen kan evnen af ​​atomer af et givet grundstof til at kombinere med hinanden eller med atomer af andre grundstoffer i nogle tilfælde udtrykkes [ofte og identificeres] på andre måder: som for eksempel oxidationen et grundstofs tilstand (et atoms betingede ladning under den antagelse, at stoffet består af ioner), kovalens (antallet af kemiske bindinger dannet af et atom i et givet grundstof, inklusive med grundstoffet af samme navn; se nedenfor) , et atoms koordinationsnummer (antallet af atomer, der umiddelbart omgiver et givet atom) osv. Disse karakteristika kan være tætte og endda kvantitativt sammenfaldende, men på ingen måde identiske med hinanden [5] . For eksempel i de isoelektroniske molekyler af nitrogen N 2 , carbonmonoxid CO og cyanidion CN - realiseres en tredobbelt binding (det vil sige valensen af ​​hvert atom er 3), dog er grundstoffernes oxidationstilstand hhv. 0, +2, -2, +3 og -3. I ethanmolekylet ( se figur) er kulstof tetravalent, som i de fleste organiske forbindelser, mens oxidationstilstanden er -3.

Dette gælder især for molekyler med delokaliserede kemiske bindinger; for eksempel i salpetersyre er nitrogens oxidationstilstand +5, mens nitrogen ikke kan have en valens højere end 4. Reglen kendt fra mange skolebøger - "Den maksimale valens af et grundstof er numerisk lig med gruppetallet i Det periodiske system" - henviser udelukkende til oxidationstilstanden. Udtrykkene "permanent valens" og "variabel valens" refererer også overvejende til oxidationstilstanden.

Semipolære og donor-acceptor (dativ) bindinger er i det væsentlige "dobbelt" bindinger, da begge processer forekommer under deres dannelse: elektronoverførsel (dannelse af en ionbinding) og socialisering af elektroner (dannelse af en kovalent binding).

Valensbegrebet kan ikke bruges i rigtig mange tilfælde, når det er umuligt at anvende modellen for to-elektron-to-centerbindinger [6]  - man kan ikke tale om valensen af ​​grundstoffer i forbindelser, hvor der ikke er kovalente bindinger (oftere i sådanne tilfælde er det mere korrekt at tale om oxidationstilstand ). Begrebet valens er ikke anvendeligt til at beskrive klyngeforbindelser , borhydrider , carboraner , π-komplekser, ædelgasforbindelser og mange andre. For eksempel udviser alkalimetalkationer i komplekser med kroneethere en valens, der er meget højere end deres oxidationstilstand.

Det ville være forkert at bruge valens til at beskrive forbindelser med en ionisk krystalstruktur. Så i en krystal af natriumchlorid NaCl, for hver Na + eller Cl - ion  - centrum af enhedscellen - det reelle antal af naboioner - koordinationstallet  - er 6, og oxidationstilstanden er +1 og -1, henholdsvis. Der er ingen lokaliserede elektronpar overhovedet.

I moderne kemi bruges metoden til molekylære orbitaler aktivt , hvor der ikke er nogen analoger til begrebet valens af et atom. I mellemtiden er begrebet multipliciteten af ​​en kemisk binding tættest på karakteristikken for antallet af dannede bindinger. Identifikation af en enkeltbinding med en to-elektron molekylær orbital er kun mulig i det begrænsende, lokaliserede tilfælde [5] . I kvantekemi er der ingen analog til begrebet valens som karakteristik af et atom i et molekyle, og begrebet spin-valens, der bruges, henviser til et isoleret atom [7] .

Et grundstofs kovalens (et mål for grundstoffernes valensevne; mætningskapacitet) bestemmes af det samlede antal uparrede elektroner [valenselektronpar [8] ] både i atomets normale og exciterede tilstand, eller i andre ord, antallet af kovalente bindinger dannet af atomet (carbon 2s 2 2p 2 II-kovalent, og i den exciterede tilstand C * 2s 1 2p 3  - IV-kovalent; således i CO og CO 2 er valensen II eller IV, og kovalensen er II og /eller IV). Således er kovalensen af ​​nitrogen i molekylerne N 2 , NH 3 , Al≡N og cyanamid Ca=NC≡N tre, kovalensen af ​​oxygen i molekylerne H 2 O og CO 2  er to, kovalensen af ​​carbon i molekyler CH 4 , CO 2 og krystallen C (diamant) - fire.

I den klassiske og/eller post-kvantekemiske repræsentation kan antallet af optiske (valens) elektroner ved en given excitationsenergi bestemmes ud fra diatomiske molekylers elektroniske absorptionsspektre [9] . Ifølge denne metode svarer den reciproke af tangenten af ​​hældningen af ​​korrelationen lige linje/lige linjer (for de relevante værdier af molekylære elektroniske termer, som er dannet af de relative summer af atomare termer) til antallet af par af valenselektroner, det vil sige valens i sin klassiske forstand [10] .

Mellem den [støkiometriske] valens i en given forbindelse, molmassen af ​​dens atomer og dens ækvivalente masse er der et simpelt forhold, der følger direkte af atomteori og definitionen af ​​" ækvivalent masse ".

Den støkiometriske valens [beregnet] af et grundstof i en given forbindelse [11] er lig med molekylvægten af ​​dets atomer (i g/mol) divideret med den ækvivalente masse af grundstoffet (i g/mol):

V - Støkiometrisk valens
M - Molekylvægt (g / mol)
E - Ækvivalent masse (g / mol)
Så den støkiometriske valens af kulstof i CO 12 (g / mol) / 6 (g / mol) \u003d 2 , og i CO212 / 3 = 4 .

I uorganisk kemi mister begrebet valens af et grundstof i mange tilfælde sin sikkerhed: denne værdi afhænger af kendskabet til den kemiske struktur af forbindelsen, i mange tilfælde kan den være større end gruppenummeret ( PSCE- tabeller ). I uorganisk kemi bruges begrebet oxidationstilstand normalt , og i organisk kemi  - valens , da de fleste uorganiske stoffer har en ikke-molekylær struktur, og organiske har en molekylær struktur. Det er umuligt at identificere disse to begreber, selvom de numerisk er sammenfaldende. Udtrykket " valenselektroner " er også meget brugt, det vil sige den svageste associerede med kernen af ​​et atom, oftest de ydre elektroner.

I henhold til grundstoffernes valens kan sande formler for forbindelser kompileres, og omvendt er det, baseret på sande formler, muligt at bestemme valenserne af elementer i disse forbindelser . I dette tilfælde er det nødvendigt at overholde princippet om, at produktet af valensen af ​​et element med antallet af dets atomer er lig med produktet af valensen af ​​det andet element med antallet af dets atomer . Så for at sammensætte formlen for nitrogenoxid (III) skal den skrives oven på grundstoffernes valenssymbol . Efter at have bestemt det mindste fælles multiplum og divideret det med de tilsvarende valenser, får vi atomforholdet mellem nitrogen og oxygen, nemlig 2: 3. Derfor svarer formlen for nitrogenoxid (III) til . For at bestemme valens, fortsæt på samme måde omvendt.

Noter

  1. ↑ Valence Arkiveret 24. juni 2009 på Wayback Machine  - Online Etymology Dictionary.
  2. ↑ Partington, JR A Short History of Chemistry . - Dover Publications, Inc., 1989. - ISBN 0-486-65977-1 .  
  3. ↑ Frankland E. Om en ny serie af organiske legemer, der indeholder metaller. // Phil. Trans. 1852. Bd. 142. S. 417-444.
  4. ↑ Uorganisk kemi / B. D. Stepin, A. A. Tsvetkov; Ed. B.D. Stepina. - M .: Højere. skole., 1994. - S. 71-72
  5. ↑ 1 2 Valens af atomer i molekyler / Korolkov D.V. Fundamentals of uorganisk kemi. - M .: Uddannelse, 1982. - S. 126
  6. ↑ Udvikling af valenslæren. Ed. Kuznetsova V.I.M.: Kemi, 1977. s.19.
  7. ↑ Tatevskiy V. M. Kvantemekanik og teori om molekylær struktur. M.: Forlag ved Moscow State University, 1965. Kapitel 3.
  8. ↑ inklusive i donor-acceptor-bindingen
  9. ↑ Serov N.V. Elektroniske termer for simple molekyler // Optics and Spectroscopy, 1984, V.56, udgave 3, s. 390-406.
  10. ↑ Ionov SP og Kuznetsov NT exciterede og ioniserede og tilstande af H2 i termer af den strukturelle termodynamiske model// Russian Journal of Inorganic Chemistry Vol. 50, nej. 2, februar 2005, s. 233-237
  11. ↑ Forudsat at Valens er ukendt, men molekylvægten og ækvivalentvægten af ​​forbindelsen er kendt.

Se også

Links

Litteratur


  Gå til Wikidata-elementet  Ordbøger og encyklopædier