Таблица Дмитрия Ивановича Менделеева – это многофункциональный справочный материал, по которому дозволено узнать самые нужные данные о химических элементах. Самое основное – знать основные тезисы ее «чтения», то есть надобно уметь положительно пользоваться этим информационным материалом, что послужит красивым подспорьем для решения всяких задач по химии. Тем больше что таблица является разрешенной на всех видах контроля познаний, включая даже ЕГЭ.

Вам понадобится

• Таблица Д.И.Менделеева, ручка, бумага

Инструкция

1. Таблица представляет собой конструкцию, в которой расположены химические элементы по своим тезисам и законам. То есть, дозволено сказать, что таблица – это многоэтажный «дом», в котором «живут» химические элементы, причем всякий их них имеет свою собственную квартиру под определенным номером. По горизонтали располагаются «этажи» – периоды, которые могут быть малые и огромные. Если период состоит из 2-х рядов (что указано сбоку нумерацией), то такой период именуется огромным. Если он имеет только один ряд, то именуется малым.

2. Также таблица поделена на «подъезды» – группы, которых каждого восемь. Как в любом подъезде квартиры находятся слева и справа, так и тут химические элементы располагаются по такому же тезису. Только в данном варианте их размещение неравномерно – с одной стороны огромнее элементов и тогда говорят о основной группе, с иной – поменьше и это свидетельствует о том, что группа побочная.

3. Валентность – это способность элементов образовывать химические связи. Существует валентность непрерывная, которая не меняется и переменная, имеющая разное значение в зависимости от того, в состав какого вещества входит элемент. При определении валентности по таблице Менделеева нужно обратить внимание на такие колляции: № группы элементы и ее тип (то есть основная либо побочная группа). Непрерывная валентность в этом случае определяется по номеру группы основной подгруппы. Дабы узнать значение переменной валентности (если таковая есть, причем, традиционно у неметаллов), то необходимо из 8 (каждого 8 групп – отсель такая цифра) вычесть № группы, в которой располагается элемент.

4. Пример № 1. Если посмотреть на элементы первой группы основной подгруппы (щелочные металлы), то дозволено сделать итог, что все они имеют валентность, равную I (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr).

5. Пример № 2. Элементы 2-й группы основной подгруппы (щелочно-земельные металлы) соответственно имеют валентность II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).

6. Пример № 3. Если говорить о неметаллах, то скажем, Р (фосфор) находится в V группе основной подгруппы. Отсель его валентность будет равна V. Помимо этого фосфор имеет еще одно значение валентности, и для ее определения нужно исполнить действие 8 – № элемента. Значит, 8 – 5 (номер группы фосфора) = 3. Следственно, вторая валентность фосфора равна III.

7. Пример № 4. Галогены находятся в VII группе основной подгруппы. Значит, их валентность будет равна VII. Впрочем рассматривая, что это неметаллы, то надобно произвести арифметическое действие: 8 – 7 (№ группы элемента) = 1. Следственно, иная валентность галогенов равна I.

8. Для элементов побочных подгрупп (а к ним относятся только металлы) валентность необходимо запоминать, тем больше что в большинстве случае она равна I, II, реже III. Также придется заучить валентности химических элементов, которые имеют больше 2-х значений.

Со школы либо даже прежде весь знает, всё вокруг, включая и нас самих, состоит их атомов – наименьших и неделимых частиц. Вследствие способности атомов соединяться друг с ином, разнообразие нашего мира громадно. Способность эта атомов химического элемента образовывать связи с другими атомами называют валентностью элемента .

Инструкция

1. Представление валентности вошло в химию в девятнадцатом веке, тогда за её единицу была принята валентность атома водорода. Валентность иного элемента может быть определена как число атомов водорода, которое присоединяет к себе один атом иного вещества. Подобно валентности по водороду определяется валентность по кислороду, которая, как водится, равна двум и, значит, дозволяет определить валентность других элементов в соединениях с кислородом несложными арифметическими действиями. Валентность элемента по кислороду равняется удвоенному числу атомов кислорода, которое может присоединить один атом данного элемента .

2. Для определения валентности элемента дозволено воспользоваться и формулой. Вестимо, что существует определенное соотношение между валентностью элемента , его равнозначной массой и молярной массой его атомов. Связь между этими качествами выражается формулой: Валентность = Молярная масса атомов/Эквивалентная масса. Потому что равнозначная масса – это то число, которое нужно для замещения одного моля водорода либо для реакции с одним молем водорода, то чем огромнее молярная масса в сопоставлении с массой равнозначной, тем большее число атомов водорода может заместить либо присоединить к себе атом элемента , а значит тем выше валентность.

3. Связь между химическими элемента ми имеет разную природу. Это может быть ковалентная связь, ионная, металлическая. Для образования связи атому нужно иметь: электрический заряд, неспаренный валентный электрон, свободную валентную орбиталь либо неподеленную пару валентных электронов. Совместно эти особенности определяют валентное состояние и валентные способности атома.

4. Зная число электронов атома, которое равно порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов, руководствуясь тезисами наименьшей энергии,тезисом Паули и правилом Хунда дозволено возвести электронную конфигурацию атома. Эти построения дозволят проанализировать валентные вероятности атома. Во всех случаях, в первую очередь реализуются вероятности образовывать связи за счет наличия неспаренных валентных электронов, добавочные валентные способности, такие как свободная орбиталь либо неподеленная пара валентных электронов, могут остаться нереализованными, если на это неудовлетворительно энергии.И каждого вышесказанного дозволено сделать итог, что проще каждого определить валентность атома в каком-нибудь соединении, и значительно труднее узнать валентные способности атомов. Однако практика сделает простым и это.

Видео по теме

Совет 3: Как определить валентность химических элементов

Валентность химического элемента – это способность атома присоединять либо замещать определенное число других атомов либо ядерных групп с образованием химической связи. Необходимо помнить, что некоторые атомы одного и того же химического элемента могут иметь различную валентность в различных соединениях.

Вам понадобится

• таблица Менделеева

Инструкция

1. Водород и кислород принято считать одновалентным и двухвалентным элементами соответственно. Мерой валентности является число атомов водорода либо кислорода, которые элемент присоединяет для образования гидрида либо оксида.Пускай X – элемент, валентность которого необходимо определить. Тогда XHn – гидрид этого элемента, а XmOn – его оксид.Пример: формула аммиака – NH3, тут у азота валентность 3. Натрий одновалентен в соединении Na2O.

2. Для определения валентности элемента необходимо умножить число атомов водорода либо кислорода в соединении на валентность водорода и кислорода соответственно, а после этого поделить на число атомов химического элемента, валентность которого находится.

3. Валентность элемента может быть определена и по иным атомам с вестимой валентностью. В разных соединениях атомы одного и того же элемента могут проявлять разные валентности. Скажем, сера двухвалентна в соединениях H2S и CuS, четырехвалентна в соединениях SO2 и SF4, шестивалентна в соединениях SO3 и SF6.

4. Максимальную валентность элемента считают равной числу электронов во внешней электронной оболочке атома. Максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обыкновенно соответствует ее порядковому номеру. К примеру, максимальная валентность атома углерода С должна быть равной 4.

Видео по теме

Для школьников постижение таблицы Менделеева – ужасный сон. Даже тридцать шесть элементов, которые обыкновенно задают преподаватели, оборачиваются часами утомительной зубрежки и головной болью. Многие даже не верят, что выучить таблицу Менделеева реально. Но использование мнемотехники способно гораздо облегчить жизнь школярам.

Инструкция

1. Разобраться в теории и предпочесть необходимую техникуПравила, облегчающие запоминание материала, именуются мнемоническими. Основная их хитрость – создание ассоциативных связей, когда абстрактная информация упаковывается в яркую картинку, звук либо даже запах. Существует несколько мнемонических техник. Скажем, дозволено написать рассказ из элементов запоминаемой информации, поискать созвучные слова (рубидий – рубильник, цезий – Юлий Цезарь), включить пространственное воображение либо легко зарифмовать элементы периодической таблицы Менделеева.

2. Баллада об азотеРифмовать элементы периодической таблицы Менделеева отличнее со смыслом, по определенным знакам: по валентности, скажем. Так, щелочные металлы рифмуются дюже легко и звучат, как песенка: “Литий, калий, натрий, рубидий, цезий франций”. “Магний, кальций, цинк и барий – их валентность равна паре” – неувядающая классика школьного фольклора. На ту же тему: “Натрий, калий, серебро - одновалентное добродушно” и “Натрий, калий и аргентум - навечно одновалентны”. Созидание в различие от зубрежки, которой хватает максимум на пару дней, стимулирует долговременную память. А значит, огромнее сказок про алюминий, стихов про азот и песен о валентности – и запоминание пойдет как по маслу.

3. Кислотный триллерДля упрощения запоминания придумывается история, в которой элементы таблицы Менделеева превращаются в героев, детали пейзажа либо сюжетные элементы. Вот, скажем, каждым знаменитый текст: «Азиат (Азот) стал лить (Литий) воду (Водород)в сосновый Бор (Бор). Но Не он (Неон) был нам надобен, а Магнолия (Магний)». Его дозволено дополнить историей о феррари (сталь – феррум), в которой ехал тайный шпион “Хлор нуль семнадцать” (17 – порядковый номер хлора), дабы поймать маньяка Арсения (мышьяк – арсеникум), у которого было 33 зуба (33 – порядковый номер мышьяка), но внезапно что-то кислое попало ему в рот (кислород), это было восемь отравленных пуль (8 – порядковый номер кислорода)… Продолжать дозволено до бесконечности. Кстати, роман, написанный по мотивам таблицы Менделеева, дозволено пристроить учительнице литературы в качестве экспериментального текста. Ей наверно понравится.

4. Возвести замок памятиЭто одно из наименований достаточно результативной техники запоминания, когда включается пространственное мышление. Секрет ее в том, что все мы можем без труда описать свою комнату либо путь от дома до магазина, школы, института. Для того, дабы запомнить последовательность элементов необходимо поместить их по дороге (либо в комнате), причем представить всякий элемент дюже ясно, зримо, ощутимо. Вот водород – худосочный блондин с вытянутым лицом. Работяга, тот, что кладет плитку – кремний. Группа дворян в драгоценный машине – инертные газы. И, безусловно, продавец воздушных шариков – гелий.

Обратите внимание!
Не необходимо принуждать себя запоминать информацию на карточках. Самое лучшее связать весь элемент с некоторым блестящим образом. Кремний – с Кремниевой долиной. Литий – с литиевыми батарейками в мобильном телефоне. Вариантов может быть уйма. Но комбинация визуального образа, механического запоминания, тактильного ощущения от шероховатой либо, напротив, гладкой глянцевой карточки, поможет без труда поднять самые мельчайшие детали из недр памяти.

Полезный совет
Дозволено нарисовать такие же карточки с информацией об элементах, как были в свое время у Менделеева, но только дополнить их нынешней информацией: числом электронов на внешнем ярусе, скажем. Все, что надобно, это раскладывать их перед сном.

Химия для всякого школьника начинается с таблицы Менделеева и фундаментальных законов. И теснее только потом, уяснив для себя, что же постигает эта трудная наука, дозволено приступать к составлению химических формул. Для грамотной записи соединения необходимо знать валентность атомов, составляющих его.

Инструкция

1. Валентность – способность одних атомов удерживать вблизи себя определенное число других и выражается она числом удерживаемых атомов. То есть, чем мощней элемент, тем огромнее у него валентность .

2. Для примера дозволено применять два вещества – HCl и H2O. Это классно знаменитые каждом соляная кислота и вода. В первом веществе содержится один атом водорода (H) и один атом хлора (Cl). Это говорит о том, в данном соединении они образуют одну связь, то есть удерживают вблизи себя один атом. Следственно, валентность и одного, и иного равна 1. Так же легко определить валентность элементов, составляющих молекулу воды. Она содержит два атома водорода и один атом кислорода. Следственно, атом кислорода образовал две связи для присоединения 2-х водородов, а они, в свою очередь, по одной связи. Значит, валентность кислорода равна 2, а водорода – 1.

3. Но изредка доводится сталкиваться с вещества ми больше трудными по строению и свойствам составляющих их атомов. Существует два типа элементов: с непрерывной (кислород, водород и др.) и непостоянной валентность ю. У атомов второго типа это число зависит от соединения, в состав которого они входят. В качестве примера дозволено привести серу (S). Она может иметь валентности 2, 4, 6 и изредка даже 8. Определить способность таких элементов, как сера, держать вокруг себя другие атомы, немножко труднее. Для этого нужно знать свойства других составляющих вещества .

4. Запомните правило: произведение числа атомов на валентность одного элемента в соединении должна совпадать с таким же произведением для иного элемента. Это дозволено проверить опять обратившись к молекуле воды (H2O):2 (число водорода) * 1 (его валентность ) = 21 (число кислорода) * 2 (его валентность ) = 22 = 2 – значит все определено правильно.

5. Сейчас проверьте данный алгорифм на больше трудном веществе, скажем, N2O5 – оксиде азота. Ранее указывалось, что кислород имеет непрерывную валентность 2, следственно дозволено составить уравнение:2 (валентность кислорода) * 5 (его число) = Х (неведомая валентность азота) * 2 (его число)Путем несложных арифметических вычислений дозволено определить, что валентность азота в составе данного соединения равна 5.

Валентность – это способность химических элементов держать определенное число атомов других элементов. В то же самое время, это число связей, образуемое данным атомом с другими атомами. Определить валентность довольно примитивно.

Инструкция

1. Возьмите на заметку, что обозначается показатель валентности римскими цифрами и ставится над знаком элемента.

2. Обратите внимание: если формула двухэлементного вещества написана верно, то,при умножении числа атомов всякого элемента на его валентность, у всех элементовдолжны получиться идентичные произведения.

3. Примите к сведению, что валентность атомов одних элементов непрерывна, а других – переменна, то есть, имеет качество меняться. Скажем, водород во всех соединениях одновалентен, от того что образует только одну связь. Кислород горазд образовывать две связи, являясь при этом двухвалентным. А вот у серы валентность может быть II, IV либо VI. Все зависит от элемента, с которым она соединяется. Таким образом, сера – элемент с переменной валентностью.

4. Подметьте, что в молекулах водородных соединений вычислить валентность дюже примитивно. Водород неизменно одновалентен, а данный показатель у связанного с ним элемента будет равняться числу атомов водорода в данной молекуле. К примеру, в CaH2 кальций будет двухвалентен.

5. Запомните основное правило определения валентности: произведение показателя валентности атома какого-нибудь элемента и числа его атомов в какой-нибудь молекуле неизменно равно произведению показателя валентности атома второго элемента и числа его атомов в данной молекуле.

6. Посмотрите на буквенную формулу, обозначающую это равенство: V1 x K1 = V2 x K2, где V – это валентность атомов элементов, а К – число атомов в молекуле. С ее подмогой легко определить показатель валентности всякого элемента, если вестимы остальные данные.

7. Разглядите пример с молекулой оксида серы SО2. Кислород во всех соединениях двухвалентен, следственно, подставляя значения в пропорцию: Vкислорода х Кислорода = Vсеры х Ксеры, получаем: 2 х 2 = Vсеры х 2. От сюда Vсеры = 4/2 = 2. Таким образом, валентность серы в данной молекуле равна 2.

Видео по теме

Открытие периодического закона и создание упорядоченной системы химических элементов Д.И. Менделеевым стали апогеем становления химии в XIX веке. Ученым был обобщен и классифицирован обширный материал умений о свойствах элементов.

Инструкция

1. В XIX веке не было никаких представлений о строении атома. Открытие Д.И. Менделеева являлось лишь обобщением опытных фактов, но их физический толк длинное время оставался непонятным. Когда возникли первые данные о строении ядра и разделении электронов в атомах, это дозволило взглянуть на периодический закон и систему элементов заново. Таблица Д.И. Менделеева дает вероятность наглядно проследить периодичность свойств элементов, встречающихся в природе.

2. Всякому элементу в таблице присвоен определенный порядковый номер (H – 1, Li – 2, Be – 3 и т.д.). Данный номер соответствует заряду ядра (числу протонов в ядре) и числу электронов, вращающихся вокруг ядра. Число протонов, таким образом, равно числу электронов, и это говорит о том, что в обыкновенных условиях атом электрически нейтрален.

3. Деление на семь периодов происходит по числу энергетических ярусов атома. Атомы первого периода имеют одноуровневую электронную оболочку, второго – двухуровневую, третьего – трехуровневую и т.д. При заполнении нового энергетического яруса начинается новейший период.

4. Первые элементы каждого периода характеризуются атомами, имеющими по одному электрону на внешнем ярусе, – это атомы щелочных металлов. Заканчиваются периоды атомами порядочных газов, имеющими всецело заполненный электронами внешний энергетический ярус: в первом периоде инертные газы имеют 2 электрона, в последующих – 8. Именно по причине схожего строения электронных оболочек группы элементов имеют сходные физико-химические свойства.

5. В таблице Д.И. Менделеева присутствует 8 основных подгрупп. Такое их число обусловлено максимально допустимым числом электронов на энергетическом ярусе.

6. Внизу периодической системы выделены лантаноиды и актиноиды в качестве независимых рядов.

7. С поддержкой таблицы Д.И. Менделеева дозволено пронаблюдать периодичность следующих свойств элементов: радиуса атома, объема атома; потенциала ионизации; силы сродства с электроном; электроотрицательности атома; степени окисления; физических свойств возможных соединений.

8. К примеру, радиусы атомов, если глядеть по периода, уменьшаются слева направо; растут сверху вниз, если глядеть по группы.

9. Отчетливо прослеживаемая периодичность расположения элементов в таблице Д.И. Менделеева осмысленно объясняется последовательным нравом заполнения электронами энергетических ярусов.

Периодический закон, являющийся основой нынешней химии и поясняющий обоснованности метаморфозы свойств химических элементов, был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году. Физический толк этого закона вскрывается при постижении трудного строения атома.

В XIX веке считалось, что ядерная масса является основной колляцией элемента, следственно для систематизации веществ применяли именно ее. Теперь атомы определяют и идентифицируют по величине заряда их ядра (числу протонов и порядковому номеру в таблице Менделеева). Однако, ядерная масса элементов за некоторыми исключениями (скажем, ядерная масса калия поменьше ядерной массы аргона) возрастает соизмеримо их заряду ядра.При увеличении ядерной массы отслеживается периодическое метаморфоза свойств элементов и их соединений. Это металличность и неметалличность атомов, ядерный радиус и объем, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степени окисления, физические свойства соединений (температуры кипения, плавления, плотность), их основность, амфотерность либо кислотность.

Сколько элементов в нынешней таблице Менделеева

Таблица Менделеева графически выражает открытый им периодический закон. В нынешней периодической системе содержится 112 химических элементов (последние – Мейтнерий, Дармштадтий, Рентгений и Коперниций). По последним данным, открыты и следующие 8 элементов (до 120 включительно), но не все из них получили свои наименования, и эти элементы пока еще немного в каких печатных изданиях присутствуют.Всякий элемент занимает определенную клетку в периодической системе и имеет свой порядковый номер, соответствующий заряду ядра его атома.

Как построена периодическая система

Структура периодической системы представлена семью периодами, десятью рядами и восемью группами. Весь период начинается щелочным металлом и заканчивается порядочным газом. Исключения составляют 1-й период, начинающийся водородом, и седьмой незавершенный период.Периоды делятся на малые и огромные. Малые периоды (1-й, 2-й, 3-й) состоят из одного горизонтального ряда, огромные (четвертый, пятый, шестой) – из 2-х горизонтальных рядов. Верхние ряды в огромных периодах именуются четными, нижние – нечетными.В шестом периоде таблицы позже лантана (порядковый номер 57) находятся 14 элементов, схожих по свойствам на лантан, – лантаноидов. Они вынесены в нижнюю часть таблицы отдельной строкой. То же самое относится и к актиноидам, расположенным позже актиния (с номером 89) и во многом повторяющим его свойства.Четные ряды крупных периодов (4, 6, 8, 10) заполнены только металлами.Элементы в группах проявляют идентичную высшую валентность в оксидах и других соединениях, и эта валентность соответствует номеру группы. Основные подгруппы вмещают в себя элементы мелких и крупных периодов, побочные – только крупных. Сверху вниз металлические свойства усиливаются, неметаллические – ослабевают. Все атомы побочных подгрупп – металлы.

Совет 9: Селен как химический элемент таблицы Менделеева

Химический элемент селен относится к VI группе периодической системы Менделеева, он является халькогеном. Природный селен состоит из шести стабильных изотопов. Вестимо также 16 радиоактивных изотопов селена.

Инструкция

1. Селен считается дюже редким и рассеянным элементом, в биосфере он активно мигрирует, образуя больше 50 минералов. Самые знаменитые из них: берцелианит, науманнит, самородный селен и халькоменит.

2. Селен содержится в вулканической сере, галените, пирите, висмутине и других сульфидах. Его добывают из свинцовых, медных, никелевых и других руд, в которых он находится в рассеянном состоянии.

3. В тканях большинства живых существ содержится от 0,001 до 1 мг/кг селена, некоторые растения, морские организмы и грибы его концентрируют. Для ряда растений селен является нужным элементом. Надобность человека и звериных в селене составляет 50-100 мкг/кг пищи, данный элемент владеет антиоксидантными свойствами, влияет на уйма ферментативных реакций и повышает чувствительность сетчатки глаза к свету.

4. Селен может существовать в разных аллотропических модификациях: аморфной (стекловидный, порошкообразный и коллоидный селен), а также кристаллической. При поправлении селена из раствора селенистой кислоты либо стремительным охлаждением его паров получают аморфный алый порошкообразный и коллоидный селен.

5. При нагревании всякий модификации этого химического элемента выше 220°С и дальнейшем охлаждении образуется стекловидный селен, он хрупок и владеет стеклянным блеском.

6. Особенно устойчив термически гексагональный серый селен, решетка которого построена из расположенных параллельно друг другу спиральных цепочек атомов. Его получают при помощи нагревания других форм селена до плавления и неторопливым охлаждением до 180-210°С. Внутри цепей гексагонального селена атомы связаны ковалентно.

7. Селен устойчив на воздухе, на него не действуют: кислород, вода, разбавленная серная и соляная кислоты, впрочем он отменно растворяется в азотной кислоте. Взаимодействуя с металлами, селен образует селениды. Знаменито уйма комплексных соединений селена, все они ядовиты.

8. Получают селен из отходов бумажного либо сернокислого производства, способом электролитического рафинирования меди. В шламах данный элемент присутствует совместно с тяжелыми и порядочными металлами, серой и теллуром. Для его извлечения шламы фильтруют, после этого нагревают с концентрированной серной кислотой либо подвергают окислительному обжигу при температуре 700°С.

9. Селен применяется при производстве выпрямительных полупроводниковых диодов и иной преобразовательной техники. В металлургии с его поддержкой придают стали мелкозернистую конструкцию, а также улучшают ее механические свойства. В химической промышленности селен используется в качестве катализатора.

Видео по теме

Обратите внимание!
Будьте внимательны при определении металлов и неметаллов. Для этого традиционно в таблице даны обозначения.

Уровень знаний о строении атомов и молекул в XIX веке не позволял объяснить причину, по которой атомы образуют определенное число связей с другими частицами. Но идеи ученых опередили свое время, а валентность до сих пор изучается как один из основных принципов химии.

Из истории возникновения понятия «валентность химических элементов»

Выдающийся английский химик XIX века Эдвард Франкленд ввел термин «связь» в научный обиход для описания процесса взаимодействия атомов друг с другом. Ученый заметил, что некоторые химические элементы образуют соединения с одним и тем же количеством других атомов. Например, азот присоединяет три атома водорода в молекуле аммиака.

В мае 1852 года Франкленд выдвинул гипотезу о том, что существует конкретное число химических связей, которые атом может образовывать с другими мельчайшими частицами вещества. Франкленд использовал фразу «соединительная сила» для описания того, что позже будет названо валентностью. Британский химик установил, сколько химических связей формируют атомы отдельных элементов, известных в середине XIX столетия. Работа Франкленда стала важным вкладом в современную структурную химию.

Развитие взглядов

Немецкий химик Ф.А. Кекуле доказал в 1857 году, что углерод является четырехосновным. В его простейшем соединении — метане — возникают связи с 4 атомами водорода. Термин «основность» ученый применял для обозначения свойства элементов присоединять строго определенное количество других частиц. В России данные о систематизировал А. М. Бутлеров (1861). Дальнейшее развитие теория химической связи получила благодаря учению о периодическом изменении свойств элементов. Его автор — другой выдающийся Д. И. Менделеев. Он доказал, что валентность химических элементов в соединениях и другие свойства обусловлены тем положением, которое они занимают в периодической системе.

Графическое изображение валентности и химической связи

Возможность наглядного изображения молекул — одно из несомненных достоинств теории валентности. Первые модели появились в 1860-х, а с 1864 года используются представляющие собой окружности с химическим знаком внутри. Между символами атомов черточкой обозначается а количество этих линий равно значению валентности. В те же годы были изготовлены первые шаростержневые модели (см. фото слева). В 1866 году Кекуле предложил стереохимический рисунок атома углерода в форме тетраэдра, который он и включил в свой учебник «Органическая химия».

Валентность химических элементов и возникновение связей изучал Г. Льюис, опубликовавший свои труды в 1923 году после Так называются отрицательно заряженные мельчайшие частицы, которые входят в состав оболочек атомов. В своей книге Льюис применил точки вокруг четырех сторон для отображения валентных электронов.

Валентность по водороду и кислороду

До создания валентность химических элементов в соединениях принято было сравнивать с теми атомами, для которых она известна. В качестве эталонов были выбраны водород и кислород. Другой химический элемент притягивал либо замещал определенное количество атомов H и O.

Таким способом определяли свойства в соединениях с одновалентным водородом (валентность второго элемента обозначена римской цифрой):

• HCl — хлор (I):
• H 2 O — кислород (II);
• NH 3 — азот (III);
• CH 4 — углерод (IV).

В оксидах K 2 O, CO, N 2 O 3 , SiO 2 , SO 3 определяли валентность по кислороду металлов и неметаллов, удвоив число присоединяемых атомов O. Получали следующие значения: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).

Как определять валентность химических элементов

Существуют закономерности образования химической связи с участием общих электронных пар:

• Типичная валентность водорода — I.
• Обычная валентность кислорода — II.
• Для элементов-неметаллов низшую валентность можно определить по формуле 8 - № группы, в которой они находятся в периодической системе. Высшая, если она возможна, определяется по номеру группы.
• Для элементов побочных подгрупп максимально возможная валентность такая же, как номер их группы в периодической таблице.

Определение валентности химических элементов по формуле соединения проводится с использованием следующего алгоритма:

1. Запишите сверху над химическим знаком известное значение для одного из элементов. Например, в Mn 2 O 7 валентность кислорода равна II.
2. Вычислите суммарную величину, для чего необходимо умножить валентность на количество атомов того же химического элемента в молекуле: 2*7 = 14.
3. Определите валентность второго элемента, для которого она неизвестна. Разделите полученную в п. 2 величину на количество атомов Mn в молекуле.
4. 14: 2 = 7. в его высшем оксиде — VII.

Постоянная и переменная валентность

Значения валентности по водороду и кислороду различаются. Например, сера в соединении H 2 S двухвалентна, а в формуле SO 3 - шестивалентна. Углерод образует с кислородом монооксид CO и диоксид CO 2 . В первом соединении валентность C равна II, а во втором — IV. Такое же значение в метане CH 4 .

Большинство элементов проявляет не постоянную, а переменную валентность, например, фосфор, азот, сера. Поиски основных причин этого явления привели к возникновению теорий химическй связи, представлений о валентной оболочке электронов, молекулярных орбиталях. Существование разных значений одного и того же свойства получило объяснение с позиций строения атомов и молекул.

Современные представления о валентности

Все атомы состоят из положительного ядра, окруженного отрицательно заряженными электронами. Наружная оболочка, которую они образуют, бывает недостроенной. Завершенная структура наиболее устойчива, она содержит 8 электронов (октет). Возникновение химической связи благодаря общим электронным парам приводит к энергетически выгодному состоянию атомов.

Правилом для формирования соединений является завершение оболочки путем приема электронов либо отдачи неспаренных - в зависимости от того, какой процесс легче проходит. Если атом предоставляет для образования химической связи отрицательные частицы, не имеющие пары, то связей он образует столько, сколько у него неспаренных электронов. По современным представлениям, валентность атомов химических элементов — это способность к образованию определенного числа ковалентных связей. Например, в молекуле сероводорода H 2 S сера приобретает валентность II (-), поскольку каждый атом принимает участие в образовании двух электронных пар. Знак «-» указывает на притяжение электронной пары к более электроотрицательному элементу. У менее электроотрицательного к значению валентности дописывают «+».

При донорно-акцепторном механизме в процессе принимают участие электронные пары одного элемента и свободные валентные орбитали другого.

Зависимость валентности от строения атома

Рассмотрим на примере углерода и кислорода, как зависит от строения вещества валентность химических элементов. Таблица Менделеева дает представление об основных характеристиках атома углерода:

• химический знак — C;
• номер элемента — 6;
• заряд ядра — +6;
• протонов в ядре — 6;
• электронов — 6, в том числе 4 внешних, из которых 2 образуют пару, 2 — неспаренных.

Если атом углерода в моноооксиде CO образует две связи, то в его пользование поступает только 6 отрицательных частиц. Для приобретения октета необходимо, чтобы пары образовали 4 внешние отрицательные частицы. Углерод имеет валентность IV (+) в диоксиде и IV (-) в метане.

Порядковый номер кислорода — 8, валентная оболочка состоит из шести электронов, 2 из них не образуют пары и принимают участие в химической связи и взаимодействии с другими атомами. Типичная валентность кислорода — II (-).

Валентность и степень окисления

В очень многих случаях удобнее использовать понятие «степень окисления». Так называют заряд атома, который он приобрел бы, если бы все связывающие электроны перешли к элементу, который имеет выше значение электрооотрицательности (ЭО). Окислительное число в простом веществе равно нулю. К степени окисления более ЭО элемента добавляется знак «-», менее электроотрицательного — «+». Например, для металлов главных подгрупп типичны степени окисления и заряды ионов, равные номеру группы со знаком «+». В большинстве случаев валентность и степень окисления атомов в одном и том же соединении численно совпадают. Только при взаимодействии с более электроотрицательными атомами степень окисления положительная, с элементами, у которых ЭО ниже, — отрицательная. Понятие «валентность» зачастую применяется только к веществам молекулярного строения.

Для того чтобы научиться составлять химические формулы необходимо выяснить закономерности, согласно которым атомы химических элементов соединяются между собой в определенных соотношениях. Для этого сравним качествен-ный и количественный состав соединений, формулы кото-рых HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 (рис. 12.1)

По качественному составу эти вещества схожи:в состав каждой из молекул входят атомы водорода. Тем не менее их количественный состав неодинаков. Атомы хлора, кислорода, азота, углерода соединены соответственно с одним, двумя, тремя и четырьмя атомами водорода

Эту закономерность подметил еще в начале XI в. Дж. Дальтон. Со временем И. Я. Берцелиус обнаружил, что наиболь-шее количество атомов, соединенных с атомом химического элемента, не превышает определенной величины. В 1858 г. Э. Франкленд назвал «соединительной силой» способность атомов связывать или замещать определенное число других атомов Термин «валентность» (от лат. valentia — «сила») предложил в 1868 г. немецкий химик К. Г. Вихельхауз.

Валентность — общее свойство атомов. Она характе-ризует способность атомов химически (валентными си-лами) взаимодействовать друг с другом.

Валентность многих химических элементов определили на основе экспериментальных данных о количественном и качественном составе веществ. За единицу валентности бы-ла принята валентностьатома водорода. Если атом хими-ческого элемента соединен с двумя одновалентными атома-ми, то его валентность равна двум. Если он соединен с тремя одновалентными атомами, то он — трехвалентен и т. д.

Наи-высшее значение валентности химических элементов — VIII .

Валентность обозначают римскими цифрами. Обозначим валентность в формулах рассмотренных соединений:

Также ученые обнаружили, что немало элементов в раз-ных соединениях проявляют разные значения валентности. То есть существуют химические элементы с постоянной и переменной валентностью.

Можно ли определить валентность по положению хими-ческого элемента в периодической системе? Максимальное значение валентности элемента совпадает с номером группы периодической системы, в которой он размещен. Тем не менее бывают и исключения — азот, кислород, фтор, медь и некото-рые другие элементы. Запомни : номер группы обозначен римской цифрой над соответствующим вертикальным столби-ком периодической системы.

Таблица. Химические элементы с постоянной валентностью

Элемент	Валентность	Элемент	Валентность
Водород (Н)		Кальций (Са)
Натрий (Na)		Барий (Ва)
		Кислород(O)
Бериллий(Be)		Алюминий (Al)
Магний (Mg)

Таблица. Химические элементы с переменной валентностью

Элемент	Валентность	Элемент	Валентность
		Железо (Fe)
		Марганец (Mg)
			II, III, VI Материал с сайта
Серебро (Ag)		Фосфор (P)
Золото (Au)		Мышьяк (As)
		Углерод (C)
Свинец (Pb)		Кремний (Si)

На этой странице материал по темам:

Есть элементы, валентность которых всегда постоянна, и их совсем немного. Но все остальные элементы проявляют переменную валентность.

Больше уроков на сайте

С одним атомом одновалентного элемента соединяется один атом другого одновалентного элемента (HСl ). С атомом двухвалентного элемента соединяются два атома одновалентного (H 2 O) или один атом двухвалентного (CaO). Значит, валентность элемента можно представить как число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента может соединяться атом данного элемента. Вал элемента – это число связей, которое образует атом:

Na – одновалентен (одна связь)

H – одновалентен (одна связь)

O – двухвалентен (две связи у каждого атома)

S – шестивалентна (образует шесть связей с соседними атомами)

Правила определения валентности
элементов в соединениях

1. Вал водорода принимают за I (единицу). Тогда в соответствии с формулой воды Н 2 О к одному атому кислорода присоединено два атома водорода.

2. Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II . Поэтому углерод в соединении СО 2 (углекислый газ) имеет валентность IV.

3. Высшая вал равна номеру группы .

4. Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т.е. 8 — N группы .

5. У металлов, находящихся в «А» подгруппах, вал равна номеру группы.

6. У неметаллов в основном проявляются две валентности: высшая и низшая.

Образно говоря, вал — это число «рук», которыми атом цепляется за другие атомы. Естественно, никаких «рук» у атомов нет; их роль играют т. н. валентные электроны.

Можно сказать иначе: — это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов.

Необходимо четко усвоить следующие принципы:

Существуют элементы с постоянной валентностью (их относительно немного) и элементы с переменной валентностью (коих большинство).

Элементы с постоянной валентностью необходимо запомнить.

ВАЛЕНТНОСТЬ (лат. valentia – сила) способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или групп атомов .

В течение многих десятилетий понятие валентности относилось к основным, фундаментальным понятиям в химии. С этим понятием обязательно сталкивались все изучающие химию. Вначале оно казалось им достаточно простым и однозначным: водород одновалентен, кислород двухвалентен и т.д. В одном из пособий для абитуриентов так и сказано: «Валентность – количество химических связей, образованных атомом в соединении». Но какова тогда, в соответствии с этим определением, валентность углерода в карбиде железа Fe 3 C, в карбониле железа Fe 2 (CO) 9 , в давно известных солях K 3 Fe(CN) 6 и K 4 Fe(CN) 6 ? И даже в хлориде натрия каждый атом в кристалле NaCl связан с шестью другими атомами! Так что многие определения, даже напечатанные в учебниках, нужно применять очень осмотрительно.

В современных изданиях можно встретить разные, часто не согласующимися друг с другом определения. Например, такое: «Валентность – это способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей». Это определение четкое, однозначное, но оно применимо только для соединений с ковалентными связями. Определяют валентность атома и общим числом электронов, участвующих в образовании химической связи; и числом электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами; и числом его неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар. Вызывает затруднения и другое часто встречавшееся определение валентности как числа химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, так как не всегда можно четко определить, что такое химическая связь. Ведь далеко не во всех соединениях химические связи образованы парами электронов. Простейшим примером могут служить ионные кристаллы, например, хлорид натрия; в нем каждый атом натрия образует связь (ионную) с шестью атомами хлора, и наоборот. А надо ли считать химическими связями водородные связи (например, в молекулах воды)?

Встает вопрос, чему может быть равна валентность атома азота в соответствии с разными ее определениями. Если валентность определять общим числом электронов, участвующих в образовании химических связей с другими атомами, то максимальную валентность атома азота следует считать равной пяти, так как атом азота может использовать при образовании химических связей все свои пять внешних электронов – два s-электрона и три p-электронов. Если валентность определять числом электронных пар, которыми данный атом связан с другими, то в таком случае максимальная валентность атома азота равна четырем. При этом три p-электрона образуют с другими атомами три ковалентные связи и еще одна связь образуется за счет двух 2s-электронов азота. Примером может случить реакция аммиака с кислотами с образованием катиона аммония.Наконец, если определять валентность только числом неспаренных электронов в атоме, то валентность азота не может быть больше трех, так как в атоме N не может быть больше трех неспаренных электронов (возбуждение 2s-электрона может происходить только на уровень с n = 3, что энергетически крайне невыгодно). Так, в галогенидах азот образует только три ковалентные связи, и не существует таких соединений как NF 5 , NCl 5 или NBr 5 (в отличие от вполне стабильных PF 3 , PCl 3 и PBr 3). Но если атом азота передаст один из своих 2s-электронов другому атому, то в образовавшемся катионе N + останется четыре неспаренных электрона, и валентность этого катиона будет равна четырем. Так происходит, например, в молекуле азотной кислоты. Таким образом, разные определения валентности приводят к разным результатам даже в случае простых молекул.

Какое же из этих определений «правильное» и можно ли вообще дать для валентности однозначное определение. Чтобы ответить на эти вопросы, полезно сделать экскурс в прошлое и рассмотреть, как с развитием химии изменялось понятие «валентность».

Впервые идея валентности элементов (не получившая, впрочем, в то время признания) была высказана в середине 19 в. английским химиком Э.Франкландом: он говорил об определенной «емкости насыщения» металлов и кислорода. Впоследствии под валентностью стали понимать способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов (или групп атомов) с образованием химической связи. Один из создателей теории химического строения Фридрих Август Кекуле писал: «Валентность – фундаментальное свойство атома, свойство такое же постоянное и неизменяемое, как и самый атомный вес». Кекуле считал валентность элемента постоянной величиной. К концу 1850-х большинство химиков считали, что валентность (тогда говорили «атомность») углерода равна 4, валентности кислорода и серы равны 2, а галогенов – 1. В 1868 немецкий химик К.Г.Вихельхауз вместо «атомность» предложил использовать термин «валентность» (на латыни valentia – сила). Однако в течение длительного времени он почти не употреблялся, во всяком случае, в России (вместо него говорили, например, о «единицах сродства», «числе эквивалентов», «числе паев» и т.п.). Показательно, что в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Ефрона (практически все статьи по химии в этой энциклопедии просматривал, правил, а часто и писал Д.И.Менделеев) статьи «валентность» вообще нет. Нет его и в классическом труде Менделеева Основы химии (он лишь изредка упоминает понятие «атомность», не останавливаясь на нем детально и не давая ему однозначного определения).

Чтобы наглядно показать трудности, с самого начала сопровождавшие понятие «валентность», уместно процитировать популярный в начале 20 в. многих странах, ввиду большого педагогического таланта автора, учебник американского химика Александра Смита, изданный им в 1917 (в русском переводе – в 1911, 1916 и 1931): «Ни одно понятие в химии не получало такого количества неясных и неточных определений, как понятие валентности». И далее в разделе Некоторые странности во взглядах на валентность автор пишет:

«Когда впервые было построено понятие валентности, тогда считали – совершенно ошибочно, – что каждый элемент имеет одну валентность. Поэтому, рассматривая такие пары соединений, как CuCl и CuCl 2 , или... FeCl 2 и FeCl 3 , исходили из допущения, что медь всегда двухвалентна, а железо трехвалентно, и на этом основании искажали формулы так, чтобы подогнать их к этому допущению. Таким образом, формулу однохлористой меди писали (да и часто пишут и посейчас) так: Cu 2 Cl 2 . В таком случае формулы двух хлористых соединений меди в графическом изображении получают вид: Cl–Cu–Cu–Cl и Cl–Cu–Cl. В обоих случаях каждый атом меди удерживает (на бумаге) две единицы, а потому является двухвалентным (на бумаге). Подобным образом... удвоение формулы FeCl 2 дало Cl 2 >Fe–Fe 2, что позволило считать... железо трехвалентным.» И далее Смит делает очень важный и актуальный во все времена вывод: «Вполне противно научному методу – изобретать или искажать факты в целях поддержки представления, которое, не будучи основано на опыте, является результатом простого предположения. Однако история науки показывает, что подобные ошибки наблюдаются часто».

Обзор представлений начала века о валентности дал в 1912 русский химик Л.А.Чугаев, получивший мировое признание за работы по химии комплексных соединений. Чугаев четко показал трудности, связанные с определением и применением понятия валентность:

«Валентность – термин, употребляемый в химии в том же смысле, как «атомность», для обозначения максимального числа атомов водорода (или иных одноатомных атомов или одноатомных радикалов), с которыми атом данного элемента может находиться в непосредственной связи (или которые он способен замещать). Слово валентность часто также употребляется в смысле единицы валентности, или единицы сродства. Так, говорят, что кислород обладает двумя, азот тремя валентностями и т.д. Слова валентность и «атомность» прежде употреблялись без всякого различия, но по мере того, как самое понятия, выражаемые ими, теряло первоначальную простоту и осложнялось, для целого ряда случаев осталось в употреблении только слово валентность… Осложнение понятия о валентности началось с признания, что валентность есть величина переменная... причем по смыслу дела она выражается всегда целым числом».

Химикам было известно, что многие металлы имеют переменную валентность, и следовало говорить, например, о двухвалентном, трехвалентном и шестивалентном хроме. Чугаев говорил, что даже в случае углерода пришлось признать возможность того, что его валентность может быть отлична от 4, причем СО – не единственное исключение: «Двухвалентный углерод, весьма вероятно, содержится в карбиламинах СН 3 –N=C, в гремучей кислоте и ее солях C=NOH, C=NOMe и пр. Мы знаем, что существует также углерод трехатомный...» Обсуждая теорию немецкого химика И.Тиле о «парциальных» или частичных валентностях, Чугаев говорил о ней, как «одной из первых попыток расширить классическое понятие о валентности и распространить его на случаи, к объяснению которых оно, как таковое, является неприложимым. Если Тиле пришел к необходимости... допустить «дробление» единиц валентности, то существует целый ряд фактов, заставляющих еще и в ином смысле вывести понятие о валентности из тех узких рамок, в которых оно было первоначально заключено. Мы видели, что изучение простейших (по большей части бинарных...) соединений, образуемых химическими элементами, для каждого из этих последних заставляет допустить определенные, всегда небольшие и, конечно, целые значения их валентности. Таких значений, вообще говоря, очень немного (элементы, проявляющие более трех различных валентностей, редки)... Опыт показывает, однако, что когда уже все вышеупомянутые единицы валентности следует признать насыщенными, способность образующихся при этом молекул к дальнейшему присоединению вовсе еще не достигает предела. Так, соли металлов присоединяют воду, аммиак, амины.., образуя разнообразные гидраты, аммиакаты... и т.п. сложные соединения, которые... мы ныне относим к числу комплексных. Существование таких соединений, не укладывающихся в рамки простейшего представления о валентности, естественно потребовало его расширения и введения дополнительных гипотез. Одна из таких гипотез, предложенная А.Вернером, заключается в том, что наряду с главными, или основными, единицами валентности существуют еще другие, побочные. Последние обыкновенно обозначаются пунктиром.»

Действительно, какую валентность, например, следовало приписать атому кобальта в его хлориде, присоединившем шесть молекул аммиака с образованием соединения CoCl 3 ·6NH 3 (или, что то же, Co(NH 3) 6 Cl 3)? В нем атом кобальта соединен одновременно с девятью атомами хлора и азота! Д.И.Менделеев писал по этому поводу о малоисследованных «силах остаточного сродства». А швейцарский химик А.Вернер, создавший теорию комплексных соединений, ввел понятия главной (первичной) валентности и побочной (вторичной) валентности (в современной химии этим понятиям отвечают степень окисления и координационное число). Обе валентности могут быть переменными, причем различить их в ряде случаев очень трудно или даже невозможно.

Далее Чугаев затрагивает теорию Р.Абегга об электровалентности, которая может быть положительной (в высших кислородных соединениях) или отрицательной (в соединениях с водородом). При этом сумма высших валентностей элементов по кислороду и водороду для групп с IV по VII равна 8. На этой теории до сих пор основано изложение во многих учебниках химии. В заключение Чугаев упоминает химические соединения, для которых понятие валентности практически неприменимо – интерметаллические соединения, состав которых «часто выражается весьма своеобразными формулами, очень мало напоминающие обычные значения валентности. Таковы, например, следующие соединения: NaCd 5 , NaZn 12 , FeZn 7 и др.»

На некоторые трудности определения валентности указывал другой известный русский химик И.А.Каблуков в своем учебнике Основные начала неорганической химии , изданном в 1929. Что же касается координационного числа, процитируем (в русском переводе) изданный в Берлине в 1933 учебник одного из создателей современной теории растворов датского химика Нильса Бьеррума:

«Обычные числа валентностей не дают никакого представления о характерных свойствах, проявляемых многими атомами в многочисленных комплексных соединениях. Чтобы объяснить способность атомов или ионов образовывать комплексные соединения, ввели для атомов и ионов новый особый ряд чисел, отличающихся от обычных чисел валентностей. В комплексных ионах серебра... непосредственно с центральным атомом металла связаны большей частью два атома или две группы атомов, например, Ag(NH 3) 2 + , Ag(CN) 2 – , Ag(S 2 O 3) 2 – ... Для описания этой связи ввели понятие координационного числа и приписывают ионам Ag + координационное число 2. Как видно из приведенных примеров, группы, связанные с центральным атомом , могут быть и нейтральными молекулами (NH 3) и ионами (CN – , S 2 O 3 –). Двухвалентный ион меди Cu ++ и трехвалентный ион золота Au +++ имеют в большинстве случаев координационное число 4. Координационное число атома, конечно, еще не указывает, какого рода связь существует между центральным атомом и связанными с ним другими атомами или группами атомов; но оно оказалось превосходным средством для систематики комплексных соединений».

Очень наглядные примеры «особых свойств» комплексных соединений приводит в своем учебнике А.Смит:

«Рассмотрим следующие „молекулярные“ соединения платины: PtCl 4 ·2NH 3 , PtCl 4 ·4NH 3 , PtCl 4 ·6NH 3 и PtCl 4 ·2KCl. Ближайшее изучение этих соединений показывает ряд замечательных особенностей. Первое соединение в растворе практически не распадается на ионы; электропроводность растворов его чрезвычайно мала; азотнокислое серебро не дает с ним осадка AgCl. Вернер принял, что атомы хлора связаны с атомом платины обычными валентностями; их Вернер назвал главными, а молекулы аммиака связаны с атомом платины дополнительными, побочными валентностями. Это соединение, по Вернеру, имеет такое строение:

Большие скобки указывают на целостность группы атомов, на комплекс, не распадающийся при растворении соединения.

Второе соединение обладает отличными от первого свойствами; это – электролит, электропроводность его растворов того же порядка, что и электропроводность растворов солей, распадающихся на три иона (K 2 SO 4 , BaCl 2 , MgCl 2); азотнокислое серебро осаждает два атома из четырех. По Вернеру это соединение следующего строения: 2– + 2Cl – . Здесь мы имеем комплексный ион атомы хлора в нем не осаждаются азотнокислым серебром, и этот комплекс образует вокруг ядра – атома Pt – внутреннюю сферу атомов в соединении, отщепляющиеся же в виде ионов атомы хлора образуют внешнюю сферу атомов, почему мы и пишем их вне больших скобок. Если мы будем считать, что Pt имеет четыре главные валентности, то в этом комплексе использованы только две, две же другие удерживают два внешних атома хлора. В первом соединении в самом комплексе использованы все четыре валентности платины, вследствие чего это соединение не электролит.

В третьем соединении все четыре атома хлора осаждаются азотнокислым серебром; большая электропроводность этой соли показывает, что она дает пять ионов; очевидно, что ее строение следующее: 4– + 4Cl – ... В комплексном ионе все молекулы аммиака связаны с Pt побочными валентностями; соответственно четырем главным валентностям платины во внешней сфере есть четыре атома хлора.

В четвертом соединении азотнокислое серебро не осаждает вовсе хлора, электропроводность его растворов указывает на распадение на три иона, обменные реакции обнаруживают ионы калия. Этому соединению мы приписываем следующее строение 2– + 2K + . В комплексном ионе четыре главные валентности Pt использованы, но так как не использованы главные валентности двух атомов хлора, то во внешней сфере могут быть удержаны два положительных одновалентных иона (2K + , 2NH 4 + и т.д.).»

Приведенные примеры разительного отличия свойств внешне похожих комплексов платины дают представление о сложностях, с которыми сталкивались химики при попытках однозначного определения валентности.

После создания электронных представлений о строении атомов и молекул стали широко пользоваться понятием «электровалентность». Поскольку атомы могут как отдавать, так и принимать электроны, электровалентность могла быть как положительной, так и отрицательной (сейчас вместо электровалентности используют понятие степень окисления). Насколько новые электронные представления о валентности согласовывались с прежними? Н.Бьеррум в уже цитированном учебнике пишет по этому поводу: «Между обычными числами валентностей и введенными новыми числами – электровалентностью и координационным числом – имеется некоторая зависимость, но они ни в коем случае не идентичны. Старое понятие валентности распалось на два новых понятия». По этому поводу Бьеррум сделал важное примечание: «Координационное число углерода в большинстве случаев равно 4, а его электровалентность или +4 или –4. Так как для атома углерода оба числа обычно совпадают, то соединения углерода непригодны для того, чтобы изучать на них различие между этими двумя понятиями».

В рамках электронной теории химической связи, развитой в работах американского физикохимика Г.Льюиса и немецкого физика В.Косселя, появились такие понятия, такие как донорно-акцепторная (координационная) связь и ковалентность. В соответствии с этой теорией, валентность атома определяли числом его электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с другими атомами. При этом максимальную валентность элемента считали равной числу электронов во внешней электронной оболочке атома (оно совпадает с номером группы периодической таблицы, которой принадлежит данный элемент). Согласно другим представлениям, основанным на квантово-химических законах (их развивали немецкие физики В.Гайтлер и Ф.Лондон), считать надо не все внешние электроны, а только неспаренные (в основном или возбужденном состоянии атома); именно это определение приведено в ряде химических энциклопедий.

Однако известны факты, не укладывающиеся в эту простую схему. Так, в ряде соединений (например, в озоне) пара электронов может удерживать не два, а три ядра; в других молекулах химическая связь может осуществляться единственным электроном. Описать подобные связи без привлечения аппарата квантовой химии невозможно. Как, например, определить валентность атомов в таких соединениях как пентаборан В 5 Н 9 и другие бораны с «мостиковыми» связями, в которых атом водорода связан сразу с двумя атомами бора; ферроцен Fe(C 5 H 5) 2 (атом железа со степенью окисления +2 связан сразу с 10 атомами углерода); пентакарбонил железа Fе(СО) 5 (атом железа в нулевой степени окисления связан с пятью атомами углерода); пентакарбонилхромат натрия Na 2 Cr(CO) 5 (степень окисления хрома-2)? Такие «неклассические» случаи вовсе не являются чем-то исключительным. Подобных «нарушителей валентности», соединений с различными «экзотическими валентностями» по мере развития химии становилось все больше.

Чтобы обойти некоторые трудности, было дано определение, согласно которому при определении валентности атома надо учитывать суммарное число неспаренных электронов, неподеленных электронных пар и вакантных орбиталей, участвующих в образовании химических связей. Вакантные орбитали принимают непосредственное участие в образовании донорно-акцепторных связей в разнообразных комплексных соединениях.

Один из выводов заключается в том, что развитие теории и получение новых экспериментальных данных привело к тому, что попытки добиться ясного понимания природы валентности разделили это понятие на ряд новых представлений, таких как главная и побочная валентность, ионная валентность и ковалентность, координационное число и степень окисления и т.д. То есть понятие «валентность» «расщепилось» на ряд самостоятельных понятий, каждое из которых действует в определенной области». По-видимому, традиционное понятие валентности имеет четкий и однозначный смысл только для соединений, в которых все химические связи являются двухцентровыми (т.е. соединяющими только два атома) и каждая связь осуществляется парой электронов, расположенной между двумя соседними атомами, проще говоря – для ковалентных соединений типа HCl, CO 2 , C 5 H 12 и т.п.

Второй вывод не совсем обычен: термин «валентность», хотя и употребляется в современной химии, имеет весьма ограниченное применение, попытки дать ему однозначное определение «на все случаи жизни» мало продуктивны и вряд ли нужны. Недаром авторы многих учебников, особенно выходящих за рубежом, обходятся вовсе без этого понятия или же ограничиваются указанием на то, что понятие «валентность» имеет в основном историческое значение, тогда как сейчас химики пользуются в основном более распространенным, хотя и несколько искусственным понятием «степень окисления».

Илья Леенсон