Valenţă

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită la 29 septembrie 2022; verificarea necesită 1 editare .

Valență (din latină  valēns  „care are putere”) - capacitatea atomilor de a forma un anumit număr de legături chimice pe care le formează un atom sau numărul de atomi care se pot atașa sau înlocui un atom dintr-un anumit element.

Istoria conceptului de „valență”

Etimologia termenului de valență poate fi urmărită încă din 1424, când a început să fie folosit în textele științifice în sensul de „ extras ”, „ drog ”. Utilizarea în definiția modernă este înregistrată în 1884 ( germană:  Valenz ) [1] . În 1789, William Higgins a publicat o lucrare în care sugera existența unor legături între cele mai mici particule de materie [2] .

Cu toate acestea, o înțelegere exactă și ulterior pe deplin confirmată a fenomenului de valență a fost propusă în 1852 de chimistul Edward Frankland într-o lucrare în care a adunat și regândit toate teoriile și ipotezele care existau la acea vreme pe această temă [3] . Observând capacitatea de a satura diferite metale și comparând compoziția derivaților organici ai metalelor cu compoziția compușilor anorganici, Frankland a introdus conceptul de „ forță conjunctivă ” ( greutate conjunctivă ), punând astfel bazele doctrinei valenței. Deși Frankland a stabilit anumite legi, ideile sale nu au fost dezvoltate.

Friedrich August Kekule a jucat un rol decisiv în crearea teoriei valenței . În 1857, el a arătat că carbonul este un element cu patru atomi (cu patru atomi), iar cel mai simplu compus al său este metanul CH 4 . Încrezător în adevărul ideilor sale despre valența atomilor, Kekule le-a introdus în manualul său de chimie organică: bazicitatea, potrivit autorului, este o proprietate fundamentală a atomului, o proprietate la fel de constantă și neschimbătoare ca greutatea atomică . În 1858, opiniile care coincid aproape cu cele ale lui Kekule au fost exprimate în articolul „ On a New Chemical Theory ” de Archibald Scott Cooper .

Trei ani mai târziu, în septembrie 1861, A. M. Butlerov a făcut cele mai importante completări la teoria valenței. El a făcut o distincție clară între un atom liber și un atom care a intrat în unire cu altul, când afinitatea lui „ se leagă și trece într-o nouă formă ”. Butlerov a introdus conceptul de completitudine a utilizării forțelor de afinitate și „ tensiunea de afinitate ”, adică neechivalența energetică a legăturilor, care se datorează influenței reciproce a atomilor dintr-o moleculă. Ca urmare a acestei influențe reciproce, atomii, în funcție de mediul lor structural, capătă un „sens chimic” diferit . Teoria lui Butlerov a făcut posibilă explicarea multor fapte experimentale privind izomeria compușilor organici și reactivitatea acestora.

Un avantaj uriaș al teoriei valenței a fost posibilitatea unei reprezentări vizuale a moleculei. În anii 1860 au apărut primele modele moleculare . Deja în 1864, A. Brown a sugerat folosirea formulelor structurale sub formă de cercuri cu simboluri ale elementelor plasate în ele, conectate prin linii care denotă legătura chimică dintre atomi; numărul de linii corespundea valenței atomului. În 1865, A. von Hoffmann a demonstrat primele modele de bile și băț în care mingile de crochet jucau rolul atomilor. În 1866, desenele modelelor stereochimice au apărut în manualul lui Kekule , în care atomul de carbon avea o configurație tetraedrică.

Inițial, valența atomului de hidrogen a fost luată ca unitate de valență. Valența altui element poate fi exprimată în acest caz prin numărul de atomi de hidrogen care se atașează sau înlocuiește un atom al acestui alt element. Valența determinată în acest fel se numește valență în compușii cu hidrogen sau valența hidrogenului: de exemplu, în compușii HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 , valența hidrogenului clorului este una, oxigenul este doi, azotul este trei, carbonul este patru.

Valența oxigenului este de obicei de două. Prin urmare, cunoscând compoziția sau formula compusului de oxigen al unui anumit element, este posibil să se determine valența acestuia ca de două ori numărul de atomi de oxigen pe care îl poate atașa un atom al acestui element. Valența astfel determinată se numește valența elementului în compușii cu oxigen sau valența pentru oxigen: de exemplu, în compușii K 2 O, CO, N 2 O 3 , SiO 2 , SO 3 , valența pentru oxigenul de potasiu este unul, carbon - doi, azot - trei, siliciu - patru, sulf - șase.

Pentru majoritatea elementelor, valorile valenței în hidrogen și compuși cu oxigen sunt diferite: de exemplu, valența sulfului în hidrogen este de două (H 2 S), iar în oxigen este de șase (SO 3 ). În plus, majoritatea elementelor prezintă valențe diferite în diferiții lor compuși [unele elemente pot să nu aibă nici hidruri, nici oxizi]. De exemplu, carbonul formează doi oxizi cu oxigenul: monoxid de carbon CO și dioxid de carbon CO 2 . În monoxidul de carbon, valența carbonului este de două, iar în dioxid este de patru (unele elemente sunt, de asemenea, capabile să formeze peroxizi ). Din exemplele luate în considerare, rezultă că, de regulă, este imposibil să se caracterizeze valența unui element prin orice număr și/sau metodă.

Concepte moderne de valență

De la apariția teoriei legăturii chimice, conceptul de „valență” a suferit o evoluție semnificativă. În prezent, nu are o interpretare științifică strictă, prin urmare este eliminată aproape complet din vocabularul științific și este folosit în principal în scopuri metodologice.

Practic, valența elementelor chimice este de obicei înțeleasă ca capacitatea atomilor săi liberi (în sens mai restrâns, măsura capacității sale) de a forma un anumit număr de legături covalente . În compușii cu legături covalente , valența atomilor este determinată de numărul de legături formate cu doi electroni și două centre. Aceasta este abordarea adoptată în teoria legăturilor de valență localizate propusă în 1927 de W. Heitler și F. London . Evident, dacă un atom are n electroni nepereche și m perechi de electroni neîmpărțiți , atunci acest atom poate forma n + m legături covalente cu alți atomi [4] . Atunci când se evaluează valența maximă, ar trebui să se procedeze de la configurația electronică a unui așa-zis ipotetic. stare „excitată” (valență). De exemplu, valența maximă a unui atom de bor, carbon și azot este 4 (de exemplu, în [BF 4 ] - , CH 4 și [NH 4 ] + ), fosfor - 5 (PCl 5 ), sulf - 6 (H). 2S04 ), clor - 7 ( Cl207 ) .
Numărul de legături pe care le poate forma un atom este egal cu numărul de electroni neperechi care vor forma perechi de electroni comune (nori moleculari cu doi electroni). O legătură covalentă poate fi formată și prin mecanismul donor-acceptor . În ambele cazuri, polaritatea legăturilor formate nu este luată în considerare și, prin urmare, valența nu are semn - nu poate fi nici pozitivă, nici negativă, spre deosebire de starea de oxidare (N 2 , NO 2 , NH 3 și [NH ) 4 ] + ).

Pe lângă valența în hidrogen și oxigen, capacitatea atomilor unui element dat de a se combina între ei sau cu atomii altor elemente în unele cazuri poate fi exprimată [deseori și identificate] în alte moduri: ca, de exemplu, oxidarea starea unui element (sarcina condiționată a unui atom în ipoteza că substanța este formată din ioni), covalența (numărul de legături chimice formate de un atom al unui element dat, inclusiv cu elementul cu același nume; vezi mai jos) , numărul de coordonare al unui atom (numărul de atomi care înconjoară imediat un atom dat) etc. Aceste caracteristici pot fi apropiate și chiar coincide cantitativ, dar în niciun caz identice între ele [5] . De exemplu, în moleculele izoelectronice de azot N 2 , monoxid de carbon CO și ion de cianură CN - se realizează o legătură triplă (adică valența fiecărui atom este 3), cu toate acestea, starea de oxidare a elementelor este, respectiv, 0, +2, -2, +3 și -3. În molecula de etan (vezi figura), carbonul este tetravalent, ca în majoritatea compușilor organici, în timp ce starea de oxidare este -3.

Acest lucru este valabil mai ales pentru moleculele cu legături chimice delocalizate; de exemplu, în acidul azotic , starea de oxidare a azotului este +5, în timp ce azotul nu poate avea o valență mai mare de 4. Regula cunoscută din multe manuale școlare - „ Valența maximă a unui element este numeric egală cu numărul grupului din Tabel periodic” - se referă exclusiv la starea de oxidare. Termenii „valență permanentă” și „valență variabilă” se referă, de asemenea, în mod predominant la starea de oxidare.

Legăturile semipolare și donor-acceptor (dative) sunt în esență legături „duble”, deoarece ambele procese au loc în timpul formării lor: transferul de electroni (formarea unei legături ionice) și socializarea electronilor (formarea unei legături covalente).

Conceptul de valență nu poate fi folosit în foarte multe cazuri când este imposibil să se aplice modelul legăturilor cu doi electroni și două centre [6]  - nu se poate vorbi de valența elementelor în compuși în care nu există legături covalente (mai des în astfel de cazuri este mai corect să vorbim despre starea de oxidare ). Conceptul de valență nu este aplicabil pentru a descrie compușii cluster , borohidruri , carborani , complecși π, compuși ai gazelor nobile și multe altele. De exemplu, cationii metalelor alcaline din complecși cu eteri coroană prezintă o valență mult mai mare decât starea lor de oxidare.

Ar fi incorect să folosim valența pentru a descrie compuși cu o structură cristalină ionică. Deci, într-un cristal de clorură de sodiu NaCl, pentru fiecare ion Na + sau Cl -  - centrul celulei unitare - numărul real de ioni vecini - numărul de coordonare  - este 6, iar starea de oxidare este +1 și -1, respectiv. Nu există deloc perechi de electroni localizați.

În chimia modernă, este utilizată în mod activ metoda orbitalilor moleculari , în care nu există analogi ai conceptului de valență a unui atom. Între timp, conceptul de multiplicitate a unei legături chimice este cel mai apropiat de caracteristica numărului de legături formate. Identificarea unei singure legături cu un orbital molecular de doi electroni este posibilă numai în cazul limitativ, localizat [5] . În chimia cuantică , nu există un analog al conceptului de valență ca caracteristică a unui atom dintr-o moleculă, iar conceptul de spin-valență folosit se referă la un atom izolat [7] .

Covalența unui element (o măsură a capacităților de valență ale elementelor; capacitatea de saturație) este determinată de numărul total de electroni nepereche [perechi de electroni de valență [8] ] atât în ​​starea normală, cât și în cea excitată a atomului, sau, în alte situații. cuvinte, numărul de legături covalente formate de atom (carbon 2s 2 2p 2 II-covalent, iar în starea excitată C * 2s 1 2p 3  - IV-covalent; astfel în CO și CO 2 valența este II sau IV, iar covalența este II și /sau IV). Astfel, covalența azotului în moleculele N 2 , NH 3 , Al≡N și cianamidă Ca=NC≡N este trei, covalența oxigenului în moleculele H 2 O și CO 2  este de două, covalența carbonului în moleculele CH 4 , CO 2 și cristalul C (diamantul) - patru.

În reprezentarea chimică clasică și/sau post-cuantică, numărul de electroni optici (de valență) la o anumită energie de excitație poate fi determinat din spectrele de absorbție electronică ale moleculelor diatomice [9] . Conform acestei metode, reciproca tangentei pantei corelației drepte/drepte (pentru valorile relevante ale termenilor electronici moleculari, care sunt formate din sumele relative ale termenilor atomici) corespunde numărului de perechi. a electronilor de valență, adică valența în sensul său clasic [10] .

Între valența [stoichiometrică] dintr-un compus dat, masa molară a atomilor săi și masa echivalentă a acestuia, există o relație simplă care decurge direct din teoria atomică și din definiția „ masei echivalente ”.

Valența stoichiometrică [calculată] a unui element dintr-un compus dat [11] este egală cu greutatea moleculară a atomilor săi (în g/mol) împărțită la masa echivalentă a elementului (în g/mol):

V - Valența stoichiometrică
M - Greutatea moleculară (g / mol)
E - Masa echivalentă (g / mol)
Deci, valența stoichiometrică a carbonului în CO 12 (g / mol) / 6 (g / mol) \u003d 2 și în CO 2 12 /3 = 4 .

În chimia anorganică, în multe cazuri, conceptul de valență a unui element își pierde certitudinea: această valoare depinde de cunoașterea structurii chimice a compusului, în multe cazuri poate fi mai mare decât numărul de grup ( tabelele PSCE ). În chimia anorganică , se folosește de obicei conceptul de stare de oxidare , iar în chimia organică  - valență , deoarece majoritatea substanțelor anorganice au o structură nemoleculară, iar cele organice au o structură moleculară. Este imposibil de identificat aceste două concepte, chiar dacă ele coincid numeric. Termenul „ electroni de valență ” este, de asemenea, utilizat pe scară largă, adică cel mai slab asociat cu nucleul unui atom, cel mai adesea electronii exteriori.

În funcție de valența elementelor, formulele adevărate ale compușilor pot fi compilate și, dimpotrivă, pe baza formulelor adevărate, este posibil să se determine valențele elementelor din acești compuși . În acest caz, este necesar să se respecte principiul conform căruia produsul valenței unui element prin numărul atomilor săi este egal cu produsul valenței celui de-al doilea element cu numărul atomilor săi . Deci, pentru a compune formula oxidului de azot (III), aceasta ar trebui scrisă deasupra simbolului de valență al elementelor . După ce am determinat cel mai mic multiplu comun și împărțindu-l la valențele corespunzătoare, obținem raportul atomic dintre azot și oxigen, și anume 2: 3. Prin urmare, formula pentru oxid nitric (III) corespunde cu . Pentru a determina valența, procedați în același mod în sens invers.

Note

  1. ↑ Valence Arhivat la 24 iunie 2009 la Wayback Machine  - Dicționar de etimologie online.
  2. ^ Partington , JR O scurtă istorie a chimiei . - Dover Publications, Inc, 1989. - ISBN 0-486-65977-1 .  
  3. ↑ Frankland E. Despre o nouă serie de corpuri organice care conţin metale. // Phil. Trans. 1852. Vol. 142. P. 417-444.
  4. ↑ Chimie anorganică / B. D. Stepin, A. A. Tsvetkov; Ed. B. D. Stepina. - M .: Mai sus. şcoală., 1994. - S. 71-72
  5. ↑ 1 2 Valența atomilor în molecule / Korolkov D.V. Fundamentele chimiei anorganice. - M .: Educație, 1982. - S. 126
  6. ↑ Dezvoltarea doctrinei valenței. Ed. Kuznetsova V.I.M.: Chimie, 1977. p.19.
  7. ↑ Tatevskiy V. M. Mecanica cuantică și teoria structurii moleculare. M.: Editura Universității de Stat din Moscova, 1965. Capitolul 3.
  8. ↑ inclusiv în legătura donor-acceptor
  9. ↑ Serov N.V. Termenii electronici ai moleculelor simple // Optics and Spectroscopy, 1984, V.56, numărul 3, p. 390-406.
  10. ↑ Ionov SP și Kuznetsov NT Excited and Ionized and States of H2 in Terms of the Structural Thermodynamic Model// Russian Journal of Anorganic Chemistry Vol. 50, nr. 2, februarie 2005, pp. 233-237
  11. ↑ Presupunând că Valency este necunoscută, dar greutatea moleculară și greutatea echivalentă a compusului sunt cunoscute.

Vezi și

Link -uri

Literatură


  Accesați articolul Wikidata  Dicționare și enciclopedii