Valens

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 29 september 2022; verifiering kräver 1 redigering .

Valens (från latin  valēns  "har styrka") - atomers förmåga att bilda ett visst antal kemiska bindningar som en atom bildar, eller antalet atomer som kan fästa eller ersätta en atom i ett givet grundämne.

Historien om begreppet "valens"

Etymologin för termen valens kan spåras tillbaka till 1424, då den började användas i vetenskapliga texter i betydelsen " extrakt ", " drog ". Användning inom den moderna definitionen registreras 1884 ( tyska:  Valenz ) [1] . År 1789 publicerade William Higgins en artikel där han föreslog existensen av bindningar mellan de minsta partiklarna av materia [2] .

En korrekt och senare helt bekräftad förståelse av valensfenomenet föreslogs dock 1852 av kemisten Edward Frankland i ett arbete där han samlade och omprövat alla teorier och antaganden som fanns på den tiden om detta ämne [3] . Genom att observera förmågan att mätta olika metaller och jämföra sammansättningen av organiska derivat av metaller med sammansättningen av oorganiska föreningar, introducerade Frankland begreppet " bindande kraft " ( bindevikt ), och lade därmed grunden för läran om valens. Även om Frankland fastställde några särskilda lagar, utvecklades inte hans idéer.

Friedrich August Kekule spelade en avgörande roll i skapandet av teorin om valens . 1857 visade han att kol är ett grundämne med fyra grundämnen (fyraatomer) och dess enklaste förening är metan CH 4 . Säker på sanningen i sina idéer om atomernas valens, introducerade Kekule dem i sin lärobok i organisk kemi: basicitet, enligt författaren, är en grundläggande egenskap hos atomen, en egenskap lika konstant och oföränderlig som atomvikt . År 1858 uttrycktes åsikter som nästan sammanföll med Kekules i artikeln " On a New Chemical Theory " av Archibald Scott Cooper .

Tre år senare, i september 1861, gjorde A. M. Butlerov de viktigaste tilläggen till teorin om valens. Han gjorde en tydlig skillnad mellan en fri atom och en atom som har ingått förening med en annan, när dess affinitet " binder och övergår i en ny form ". Butlerov introducerade begreppet fullständigheten av användningen av affinitetskrafter och " affinitetsspänningen ", det vill säga energins icke-ekvivalens för bindningar, vilket beror på den ömsesidiga påverkan av atomer i en molekyl. Som ett resultat av detta ömsesidiga inflytande får atomer, beroende på deras strukturella miljö, en annan "kemisk betydelse ". Butlerovs teori gjorde det möjligt att förklara många experimentella fakta om isomerism av organiska föreningar och deras reaktivitet.

En stor fördel med teorin om valens var möjligheten till en visuell representation av molekylen. På 1860-talet dök de första molekylära modellerna upp . Redan 1864 föreslog A. Brown att man skulle använda strukturformler i form av cirklar med symboler för element placerade i dem, förbundna med linjer som betecknar den kemiska bindningen mellan atomer; antalet linjer motsvarade atomens valens. År 1865 demonstrerade A. von Hoffmann de första boll-och-stick-modellerna där krocketbollar spelade rollen som atomer. År 1866 dök ritningar av stereokemiska modeller upp i Kekules lärobok , där kolatomen hade en tetraedrisk konfiguration.

Ursprungligen togs valensen för väteatomen som valensenhet. Valensen av ett annat element kan i detta fall uttryckas av antalet väteatomer som fäster till sig själv eller ersätter en atom av detta andra element. Valensen som bestäms på detta sätt kallas valens i väteföreningar eller vätevalens: till exempel i föreningarna HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 är vätevalensen för klor en, syre är två, kväve är tre, kol är fyra.

Valensen av syre är vanligtvis två. Därför, genom att känna till sammansättningen eller formeln för syreföreningen för ett visst element, är det möjligt att bestämma dess valens som dubbelt så många syreatomer som en atom av detta element kan fästa. Valensen som bestäms på detta sätt kallas för grundämnets valens i syreföreningar eller valensen för syre: till exempel i föreningarna K 2 O, CO, N 2 O 3 , SiO 2 , SO 3 , valensen för kaliumsyre är ett, kol - två, kväve - tre, kisel - fyra, svavel - sex.

För de flesta grundämnen är valensvärdena i väte och syreföreningar olika: till exempel är valensen för svavel i väte två (H 2 S), och i syre är den sex (SO 3 ). Dessutom uppvisar de flesta grundämnen olika valens i sina olika föreningar [vissa grundämnen kan varken ha hydrider eller oxider]. Till exempel bildar kol två oxider med syre: kolmonoxid CO och koldioxid CO 2 . I kolmonoxid är valensen för kol två, och i dioxid är den fyra (vissa grundämnen kan också bilda peroxider ). Av de övervägda exemplen följer att det som regel är omöjligt att karakterisera valensen av ett element med ett enda nummer och / eller metod.

Moderna begrepp om valens

Sedan tillkomsten av teorin om kemisk bindning har begreppet "valens" genomgått en betydande utveckling. För närvarande har den ingen strikt vetenskaplig tolkning, därför är den nästan helt avstängd från den vetenskapliga vokabulären och används främst i metodiska syften.

I grund och botten förstås valensen av kemiska element vanligtvis som förmågan hos dess fria atomer (i en snävare mening, måttet på dess förmåga) att bilda ett visst antal kovalenta bindningar . I föreningar med kovalenta bindningar bestäms valensen av atomer av antalet bildade två-elektron två-center bindningar. Detta är det tillvägagångssätt som antogs i teorin om lokaliserade valensbindningar som föreslogs 1927 av W. Heitler och F. London . Uppenbarligen, om en atom har n oparade elektroner och m oparade elektronpar , då kan denna atom bilda n + m kovalenta bindningar med andra atomer [4] . Vid bedömning av den maximala valensen bör man utgå från den elektroniska konfigurationen av en hypotetisk, sk. "exciterat" (valens) tillstånd. Till exempel är den maximala valensen för en bor-, kol- och kväveatom 4 (till exempel i [BF 4 ] - , CH 4 och [NH 4 ] + ), fosfor - 5 (PCl 5 ), svavel - 6 (H ) 2S04 ) , klor- 7 ( Cl2O7 ) .
Antalet bindningar som en atom kan bilda är lika med antalet oparade elektroner som kommer att bilda vanliga elektronpar (molekylära tvåelektronmoln). En kovalent bindning kan också bildas av donator-acceptormekanismen . I båda fallen tas inte hänsyn till polariteten hos de bildade bindningarna , och valensen har därför inget tecken - den kan varken vara positiv eller negativ, i motsats till oxidationstillståndet (N 2 , NO 2 , NH 3 och [NH ) 4 ] + ).

Förutom valens i väte och syre, kan förmågan hos atomer av ett givet grundämne att kombinera med varandra eller med atomer av andra grundämnen i vissa fall uttryckas [ofta och identifieras] på andra sätt: som till exempel oxidationen tillstånd av ett element (den villkorliga laddningen av en atom under antagandet att ämnet består av joner), kovalens (antalet kemiska bindningar som bildas av en atom i ett givet element, inklusive med elementet med samma namn; se nedan) , koordinationsnumret för en atom (antalet atomer som omedelbart omger en given atom), etc. Dessa egenskaper kan vara nära och till och med sammanfalla kvantitativt, men inte på något sätt identiska med varandra [5] . Till exempel, i de isoelektroniska molekylerna av kväve N 2 , kolmonoxid CO och cyanidjon CN - realiseras en trippelbindning (det vill säga valensen för varje atom är 3), men grundämnenas oxidationstillstånd är resp. 0, +2, -2, +3 och -3. I etanmolekylen ( se figur) är kol fyrvärt, som i de flesta organiska föreningar, medan oxidationstillståndet är -3.

Detta gäller särskilt för molekyler med delokaliserade kemiska bindningar; till exempel i salpetersyra är kvävets oxidationstillstånd +5, medan kväve inte kan ha en valens högre än 4. Regeln som är känd från många skolböcker - "Den maximala valensen för ett grundämne är numeriskt lika med gruppnumret i Periodiska systemet" - hänvisar uteslutande till oxidationstillståndet. Termerna "permanent valens" och "variabel valens" hänvisar också till övervägande del till oxidationstillståndet.

Semipolära och donator-acceptor (dativ) bindningar är i huvudsak "dubbel" bindningar, eftersom båda processerna sker under deras bildning: elektronöverföring (bildning av en jonbindning) och socialisering av elektroner (bildning av en kovalent bindning).

Valensbegreppet kan inte användas i väldigt många fall när det är omöjligt att tillämpa modellen med tvåelektroners tvåcentrumbindningar [6]  - man kan inte tala om valensen av element i föreningar där det inte finns några kovalenta bindningar (oftare) i sådana fall är det mer korrekt att tala om oxidationstillstånd ). Begreppet valens är inte tillämpligt för att beskriva klusterföreningar , borhydrider , karboraner , π-komplex, ädelgasföreningar och många andra. Till exempel uppvisar alkalimetallkatjoner i komplex med kronetrar en valens som är mycket högre än deras oxidationstillstånd.

Det skulle vara felaktigt att använda valens för att beskriva föreningar med en jonisk kristallstruktur. Så i en kristall av natriumklorid NaCl, för varje Na + eller Cl - jon  - centrum av enhetscellen - det reella antalet närliggande joner - koordinationstalet  - är 6, och oxidationstillståndet är +1 och -1, respektive. Det finns inga lokaliserade elektronpar alls.

I modern kemi används metoden för molekylära orbitaler aktivt , där det inte finns några analoger av begreppet valens av en atom. Samtidigt är konceptet med mångfalden av en kemisk bindning närmast egenskapen för antalet bildade bindningar. Identifiering av en enkelbindning med en molekylär orbital med två elektroner är endast möjlig i det begränsande, lokaliserade fallet [5] . Inom kvantkemin finns det ingen analog till begreppet valens som en egenskap hos en atom i en molekyl, och begreppet spin-valens som används hänvisar till en isolerad atom [7] .

Kovalensen för ett element (ett mått på elementens valensförmåga; mättnadskapacitet) bestäms av det totala antalet oparade elektroner [valenselektronpar [8] ] både i atomens normala och exciterade tillstånd, eller i andra ord, antalet kovalenta bindningar som bildas av atomen (kol 2s 2 2p 2 II-kovalent, och i exciterat tillstånd C * 2s 1 2p 3  - IV-kovalent; alltså i CO och CO 2 är valensen II eller IV, och kovalensen är II och /eller IV). Således är kovalensen av kväve i molekylerna N 2 , NH 3 , Al≡N och cyanamid Ca=NC≡N tre, kovalensen av syre i molekylerna H 2 O och CO 2  är två, kovalensen av kol i molekylerna CH 4 , CO 2 och kristallen C (diamant) - fyra.

I den klassiska och/eller post-kvantkemiska representationen kan antalet optiska (valens) elektroner vid en given excitationsenergi bestämmas från de elektroniska absorptionsspektra för diatomiska molekyler [9] . Enligt denna metod motsvarar den reciproka tangenten för lutningen av korrelationens räta linje/räta linjer (för de relevanta värdena för molekylära elektroniska termer, som bildas av de relativa summorna av atomtermer) antalet par av valenselektroner, det vill säga valens i dess klassiska betydelse [10] .

Mellan den [stökiometriska] valensen i en given förening, molmassan av dess atomer och dess ekvivalenta massa, finns det ett enkelt samband som följer direkt av atomteorin och definitionen av " ekvivalent massa ".

Den stökiometriska valensen [beräknad] för ett grundämne i en given förening [11] är lika med molekylvikten för dess atomer (i g/mol) dividerat medgrundämnets ekvivalenta massa (i g/mol):

V - Stökiometrisk valens
M - Molekylvikt (g / mol)
E - Ekvivalent massa (g / mol)
Så den stökiometriska valensen av kol i CO 12 (g / mol) / 6 (g / mol) \u003d 2 , och i CO212 /3 = 4 .

Inom oorganisk kemi förlorar i många fall begreppet valens av ett element sin säkerhet: detta värde beror på kunskapen om föreningens kemiska struktur, i många fall kan det vara större än gruppnumret ( PSCE- tabeller ). Inom oorganisk kemi används vanligtvis begreppet oxidationstillstånd , och i organisk kemi  - valens , eftersom de flesta oorganiska ämnen har en icke-molekylär struktur och organiska har en molekylstruktur. Det är omöjligt att identifiera dessa två begrepp, även om de numerärt sammanfaller. Termen " valenselektroner " används också flitigt, det vill säga den svagaste associerade med kärnan i en atom, oftast de yttre elektronerna.

Enligt valensen av element kan sanna formler för föreningar sammanställas, och omvänt, baserat på sanna formler, är det möjligt att bestämma valenserna för element i dessa föreningar . I det här fallet är det nödvändigt att hålla fast vid principen att produkten av valensen av ett element med antalet atomer är lika med produkten av valensen av det andra elementet med antalet atomer . Så, för att komponera formeln för kväveoxid (III), bör den skrivas ovanpå valenssymbolen för elementen . Efter att ha bestämt den minsta gemensamma multipeln och dividerat den med motsvarande valenser får vi det atomära förhållandet mellan kväve och syre, nämligen 2: 3. Därför motsvarar formeln för kväveoxid (III) . För att bestämma valens, fortsätt på samma sätt omvänt.

Anteckningar

  1. ↑ Valence Arkiverad 24 juni 2009 på Wayback Machine  - Online Etymology Dictionary.
  2. ↑ Partington, JR En kort historia av kemi . - Dover Publications, Inc, 1989. - ISBN 0-486-65977-1 .  
  3. ↑ Frankland E. På en ny serie organiska kroppar som innehåller metaller. // Phil. Trans. 1852. Vol. 142. S. 417-444.
  4. ↑ Oorganisk kemi / B. D. Stepin, A. A. Tsvetkov; Ed. B.D. Stepina. - M .: Högre. skola., 1994. - S. 71-72
  5. ↑ 1 2 Valens av atomer i molekyler / Korolkov D.V. Fundamentals of inorganic chemistry. - M .: Utbildning, 1982. - S. 126
  6. ↑ Utveckling av valensläran. Ed. Kuznetsova V.I.M.: Chemistry, 1977. s.19.
  7. ↑ Tatevskiy V. M. Kvantmekanik och teori om molekylär struktur. M.: Moscow State Universitys förlag, 1965. Kapitel 3.
  8. ↑ inklusive i donator-acceptor-obligationen
  9. ↑ Serov N.V. Elektroniska termer för enkla molekyler // Optics and Spectroscopy, 1984, V.56, nummer 3, sid. 390-406.
  10. ↑ Ionov SP och Kuznetsov NT exciterade och joniserade och tillstånd av H2 i termer av den strukturella termodynamiska modellen// Russian Journal of Inorganic Chemistry Vol. 50, nej. 2, februari 2005, sid. 233-237
  11. ↑ Förutsatt att Valens är okänd, men molekylvikten och ekvivalentvikten för föreningen är kända.

Se även

Länkar

Litteratur


  Gå till Wikidata-objektet  Ordböcker och uppslagsverk