Atomer av kemiska grundämnen kan bildas annat nummer anslutningar. Denna förmåga har ett speciellt namn - valens. Låt oss ta reda på hur man bestämmer valens med hjälp av det periodiska systemet, ta reda på vad det är dess skillnad från graden oxidation kommer vi att se de mönster som är karakteristiska för kol, fosfor, zink, vi kommer att lära oss att hitta valensen av kemiska element.

I kontakt med

Grundläggande information

Valens är förmågan hos atomer av olika kemiska grundämnen att bilda bindningar med varandra. Med andra ord kan vi säga att detta är en atoms förmåga att fästa ett visst antal andra atomer till sig själv.

Viktig! Detta är inte alltid ett konstant tal för samma element. I olika sammansättningar kan ett element ha olika betydelser.

Bestämning enligt tabell D.I. Mendelejev

För att bestämma denna förmåga hos en atom är det nödvändigt att veta vad grupper och undergrupper i det periodiska systemet.

Dessa är vertikala kolumner som delar upp alla element enligt ett visst kriterium. Beroende på egenskapen särskiljs underavdelningar av element.

Dessa kolumner delar in elementen i tunga och lätta element, såväl som undergrupper - halogener, inerta gaser och liknande.

Så för att bestämma ett elements förmåga att bilda bindningar måste du vägledas av två regler:

• Den högsta valensen av ett element är lika med dess gruppnummer.
• Den lägsta valensen finns som skillnaden mellan talet 8 och numret på gruppen där elementet är beläget.

Till exempel fosfor uppvisar högre valens V – P 2 O 5 och lägre (8-5) = 3 – PF 3.

Det är också värt att notera flera huvudegenskaper och funktioner när man bestämmer denna indikator:

• Valensen av väte är alltid I ​​– H 2 O, HNO 3, H 3 PO 4.
• Valens är alltid lika med II - CO 2, SO 3.
• För metaller som finns i huvudundergruppen är denna indikator alltid lika med gruppnumret - Al 2 O 3, NaOH, KH.
• För icke-metaller visas oftast bara två valenser - högre och lägre.

Det finns också element som kan ha 3 eller 4 olika värden denna indikator. Dessa inkluderar klor, bor, jod, krom, svavel och andra. Till exempel har klor en valens av I, III, V, VII - HCl, ClF 3, ClF 5, HClO 4, respektive.

Bestämning genom formel

För att bestämma efter formel kan du använda flera regler:

1. Om valensen (V) för ett av elementen i en dubbelförening är känd: låt oss säga att det finns en förening av kol och syre CO 2, och vi vet att valensen av syre alltid är lika med II, då kan vi använda följande regel: produkten av antalet atomer med dess V av ett grundämne ska vara lika med produkten av antalet atomer av ett annat grundämne med dess V. Valensen kan alltså hittas så här - 2 × 2 (i en molekyl där är 2 syreatomer med V = 2), dvs kolvalens är 4. Låt oss överväga några fler exempel: P 2 O 5 - här valensen av fosfor = (5*2)/2 = 5. HCl - valensen av klor kommer att vara lika med I, eftersom det finns 1 väteatom i denna molekyl, och V = 1.
2. Om valensen av flera grundämnen som utgör en grupp är känd: i en molekyl av natriumhydroxid NaOH är valensen för syre II och valensen av väte är I, alltså har -OH-gruppen en fri valens, eftersom syre har fäst endast en väteatom och ytterligare en bindning är fri. Natrium kommer att ansluta sig till det. Vi kan dra slutsatsen att natrium är ett monovalent grundämne.

Skillnaden mellan oxidationstillstånd och valens

Det är mycket viktigt att förstå den grundläggande skillnaden mellan dessa begrepp. Oxidationstillståndet är konventionell elektrisk laddning, som kärnan i en atom besitter, medan valens är antalet bindningar som kärnan i ett grundämne kan upprätta.

Låt oss ta en närmare titt på vad oxidationstillståndet är. Enligt den moderna teorin om atomstruktur består kärnan i ett grundämne av positivt laddade protoner och neutroner utan laddning, och runt den finns elektroner med negativ laddning, som balanserar kärnans laddning och gör grundämnet elektriskt neutralt.

Om en atom upprättar en bindning med ett annat grundämne, är det donerar eller tar emot elektroner, det vill säga att den lämnar balanstillståndet och börjar få en elektrisk laddning. Dessutom, om en atom ger upp en elektron blir den positivt laddad, och om den accepterar den blir den negativt laddad.

Uppmärksamhet! I föreningen av klor och väte HCl avger väte en elektron och får en laddning på +1, och klor tar en elektron och blir negativ -1. I komplexa föreningar, HNO 3 och H 2 SO 4, kommer oxidationstillstånden att vara H +1 N +5 O 3 -2 och H 2 +1 S +6 O 4 -2.

Genom att jämföra dessa två definitioner kan vi dra slutsatsen att valens och oxidationstillstånd ofta är desamma: vätevalens +1 och valens I, syreoxidationstillstånd -2 och V II, men det är mycket viktigt att komma ihåg att denna regel följs inte alltid!

I den organiska föreningen av kol som kallas formaldehyd och formeln HCOH har kol ett oxidationstillstånd på 0, men det har ett V på 4. I väteperoxid H 2 O 2 har syre ett oxidationstillstånd på +1, men V förblir lika. till 2. Därför bör dessa två inte identifieras som begrepp, eftersom detta i vissa fall kan leda till ett fel.

Valenser av gemensamma element

Väte

En av de vanligaste grundämnena i universum, som finns i många föreningar och har alltid V=1. Detta beror på strukturen av dess yttre elektronorbital, där väte har 1 elektron.

På den första nivån kan det inte finnas mer än två elektroner åt gången, så väte kan antingen ge upp sin elektron och bilda en bindning (elektronskalet förblir tomt), eller acceptera 1 elektron, vilket också bildar en ny bindning (elektronen) skalet kommer att vara helt fyllt).

Exempel: H 2 O – 2 väteatomer med V=1 är associerade med tvåvärt syre; HCl – envärd klor och väte; HCN är blåvätesyra, där väte också uppvisar ett V på 1.

Kol

Kol kan ha antingen valens II eller IV. Detta beror på strukturen av den yttre elektroniska nivån, som innehåller 2 elektroner om den ger upp dem, kommer dess V att vara II. Det vill säga 2 elektroner etablerade 2 nya bindningar, till exempel föreningen CO - kolmonoxid, där både syre och väte är tvåvärda. Det finns dock situationer när en elektron flyttar från den första nivån till den andra, då kol får 4 fria elektroner, som kan bilda bindningar: CO 2, HCOOH, H 2 CO 3.

Fosfor

Detta element kan ha valenser III och V. Som i tidigare fall beror detta på strukturen hos den yttre elektroniska nivån, på vilken den har 3 elektroner, det vill säga förmågan att bilda 3 bindningar, men som kol är det möjligt för den att överföra 1 elektron från s-orbitaler till d-orbital, då blir det 5 oparade elektroner, vilket betyder att valensen också blir lika med V. Till exempel: PH 3, P 2 O 5, H 3 PO 4 .

Zink

Som huvudgruppselement och metall kan zink endast ha en valens som lika med dess gruppnummer, det vill säga 2. I alla dess föreningar är valensen för zink II och beror inte på typen av element och typen av bindning med det. Exempel: ZnCl 2, ZnO, ZnH 2, ZnSO 4.

Bestämning av valensen av kemiska grundämnen

Studie av valens med hjälp av det periodiska systemet

Slutsats

Nu vet du vad valens är, hur det skiljer sig från oxidationstillståndet och kan enkelt bestämma valensen av element med hjälp av formler eller det periodiska systemet.

I den här artikeln kommer vi att titta på metoderna och förstå hur man bestämmer valens element i det periodiska systemet.

Inom kemi är det accepterat att valensen av kemiska grundämnen kan bestämmas av gruppen (kolumnen) i det periodiska systemet. I verkligheten motsvarar ett elements valens inte alltid gruppnumret, men i de flesta fall kommer en viss valens med denna metod att ge det korrekta resultatet ofta element, beroende på olika faktorer, mer än en valens.

Valensenheten anses vara valensen av en väteatom lika med 1, det vill säga väte är envärd. Därför anger valensen av ett grundämne hur många väteatomer en atom i det aktuella grundämnet är kopplad till. Till exempel HCl, där klor är envärd; H2O, där syre är tvåvärt; NH3, där kväve är trivalent.

Hur man bestämmer valens med hjälp av det periodiska systemet.

Det periodiska systemet innehåller kemiska grundämnen som är placerade i det enligt vissa principer och lagar. Varje element står på plats, vilket bestäms av dess egenskaper och egenskaper, och varje element har sitt eget nummer. Horisontella linjer kallas perioder, som ökar från första raden och nedåt. Om en period består av två rader (som indikeras av numrering på sidan), så kallas en sådan period stor. Om den bara har en rad kallas den liten.

Dessutom finns det grupper i tabellen, varav det är åtta totalt. Element placeras i vertikala kolumner. Här är deras placering ojämn - på ena sidan finns det fler element (huvudgrupp), på den andra - färre (sidogrupp).

Valens är förmågan hos en atom att bilda ett visst antal kemiska bindningar med atomer av andra grundämnen. att använda det periodiska systemet kommer att hjälpa dig att förstå kunskap om typerna av valens.

För element i sekundära undergrupper (och dessa inkluderar endast metaller) måste valensen komma ihåg, särskilt eftersom den i de flesta fall är lika med I, II, mindre ofta III. Du måste också memorera valensen av kemiska element som har mer än två betydelser. Eller ha en tabell med elementvalenser till hands hela tiden.

Algoritm för att bestämma valens med hjälp av formlerna för kemiska grundämnen.

1. Skriv ner formeln för en kemisk förening.

2. Ange den kända valensen av element.

3. Hitta den minsta gemensamma multipeln av valens och index.

4. Hitta förhållandet mellan den minsta gemensamma multipeln och antalet atomer i det andra elementet. Detta är den önskade valensen.

5. Kontrollera genom att multiplicera valensen och indexet för varje element. Deras produkter måste vara lika.

Exempel: Låt oss bestämma valensen av vätesulfidelement.

1. Låt oss skriva formeln:

2. Låt oss beteckna den kända valensen:

3. Hitta den minsta gemensamma multipeln:

4. Hitta förhållandet mellan den minsta gemensamma multipeln och antalet svavelatomer:

5. Låt oss kontrollera:

Tabell över karakteristiska valensvärden för vissa atomer av kemiska föreningar.

Element	Valens	Exempel på kopplingar
		H2, HF, Li2O, NaCl, KBr
O, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn		H 2 O, MgCl 2, CaH 2, SrBr 2, BaO, ZnCl 2
		CO 2, CH4, SiO 2, SiCl 4
		CrCl2, CrCl3, CrO3
		H2S, SO2, SO3
		NH3, NH4Cl, HNO3
		PH 3, P 2 O 5, H 3 PO 4
		SnCl2, SnCl4, PbO, PbO2
		HCl, ClF 3, BrF 5, IF 7

Kunskapsnivån om atomers och molekylers struktur på 1800-talet tillät oss inte att förklara orsaken till att atomer bildar ett visst antal bindningar med andra partiklar. Men forskarnas idéer var före sin tid, och valens studeras fortfarande som en av grundprinciperna för kemi.

Från historien om uppkomsten av begreppet "valens av kemiska element"

Den enastående engelske kemisten på 1800-talet, Edward Frankland, introducerade termen "bindning" i vetenskapligt bruk för att beskriva processen för interaktion mellan atomer med varandra. Forskaren märkte att vissa kemiska grundämnen bildar föreningar med samma antal andra atomer. Till exempel binder kväve tre väteatomer till en ammoniakmolekyl.

I maj 1852 antog Frankland att det fanns ett specifikt antal kemiska bindningar som en atom kunde bilda med andra små partiklar av materia. Frankland använde frasen "kohesiv kraft" för att beskriva vad som senare skulle kallas valens. En brittisk kemist bestämde hur många kemiska bindningar atomerna av enskilda grundämnen som var kända i mitten av 1800-talet bildas. Franklands arbete var ett viktigt bidrag till modern strukturkemi.

Utveckling av synpunkter

Den tyske kemisten F.A. Kekule bevisade 1857 att kol är tetrabasiskt. I dess enklaste förening, metan, uppstår bindningar med 4 väteatomer. Forskaren använde termen "basicitet" för att beteckna elementens egenskap att fästa ett strikt definierat antal andra partiklar. I Ryssland systematiserades uppgifterna av A. M. Butlerov (1861). Teorin om kemiska bindningar fick vidareutveckling tack vare läran om periodiska förändringar i elementens egenskaper. Dess författare är en annan enastående D.I. Han bevisade att valensen av kemiska grundämnen i föreningar och andra egenskaper bestäms av den position de upptar i det periodiska systemet.

Grafisk representation av valens och kemisk bindning

Förmågan att visuellt avbilda molekyler är en av de otvivelaktiga fördelarna med valensteorin. De första modellerna dök upp på 1860-talet och sedan 1864 har de använts för att representera cirklar med ett kemiskt tecken inuti. Mellan symbolerna för atomer indikeras ett streck, och antalet av dessa linjer är lika med valensvärdet. Samma år producerades de första boll-och-stick-modellerna (se bilden till vänster). 1866 föreslog Kekule en stereokemisk ritning av kolatomen i form av en tetraeder, som han inkluderade i sin lärobok Organisk kemi.

Valensen av kemiska element och bildningen av bindningar studerades av G. Lewis, som publicerade sina verk 1923. Detta är namnet som ges till de minsta negativt laddade partiklarna som utgör skalen av atomer. I sin bok använde Lewis prickar runt de fyra sidorna för att representera valenselektroner.

Valens av väte och syre

Innan dess skapelse jämfördes vanligtvis valensen av kemiska element i föreningar med de atomer som den var känd för. Väte och syre valdes som standard. Ett annat kemiskt element attraherade eller ersatte ett visst antal H- och O-atomer.

På detta sätt bestämdes egenskaper i föreningar med envärt väte (valensen för det andra elementet anges med en romersk siffra):

• HCl - klor (I):
• H2O - syre (II);
• NH3 - kväve (III);
• CH4 - kol (IV).

I oxiderna K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3 bestämdes syrevalensen för metaller och icke-metaller genom att fördubbla antalet tillsatta O-atomer Följande värden erhölls: K (. I), C(II), N(III), Si(IV), S(VI).

Hur man bestämmer valensen av kemiska element

Det finns regelbundenheter i bildandet av kemiska bindningar som involverar delade elektronpar:

• Den typiska valensen för väte är I.
• Den vanliga valensen av syre är II.
• För icke-metalliska element kan den lägsta valensen bestämmas med formel 8 - numret på gruppen där de är belägna i det periodiska systemet. Det högsta, om möjligt, bestäms av gruppnumret.
• För element i sidoundergrupper är den maximala valensen densamma som deras gruppnummer i det periodiska systemet.

Bestämning av valensen av kemiska element enligt föreningsformeln utförs med hjälp av följande algoritm:

1. Skriv det kända värdet för ett av grundämnena ovanför den kemiska symbolen. Till exempel, i Mn 2 O 7 är valensen av syre II.
2. Beräkna det totala värdet för vilket du måste multiplicera valensen med antalet atomer av samma kemiska element i molekylen: 2 * 7 = 14.
3. Bestäm valensen för det andra elementet för vilket det är okänt. Dividera värdet som erhålls i steg 2 med antalet Mn-atomer i molekylen.
4. 14: 2 = 7. i sin högre oxid - VII.

Konstant och variabel valens

Valensvärdena för väte och syre skiljer sig åt. Till exempel är svavel i föreningen H 2 S tvåvärt, och i formeln SO 3 är det hexavalent. Kol bildar CO-monoxid och CO 2-dioxid med syre. I den första föreningen är valensen för C II, och i den andra är den IV. Samma värde i metan CH 4.

De flesta grundämnen uppvisar inte en konstant, utan en variabel valens, till exempel fosfor, kväve, svavel. Sökandet efter huvudorsakerna till detta fenomen ledde till uppkomsten av teorier om kemiska bindningar, idéer om valensskal av elektroner och molekylära orbitaler. Förekomsten av olika värden av samma egenskap förklarades utifrån strukturen av atomer och molekyler.

Moderna idéer om valens

Alla atomer består av en positiv kärna omgiven av negativt laddade elektroner. Det yttre skalet de bildar är ibland ofärdigt. Den färdiga strukturen är den mest stabila och innehåller 8 elektroner (oktett). Uppkomsten av en kemisk bindning på grund av delade elektronpar leder till ett energetiskt gynnsamt tillstånd av atomer.

Regeln för att bilda föreningar är att komplettera skalet genom att acceptera elektroner eller ge upp oparade - beroende på vilken process som är lättare. Om en atom ger negativa partiklar som inte har ett par för att bilda en kemisk bindning, bildar den lika många bindningar som den har oparade elektroner. Enligt moderna begrepp är valensen av atomer av kemiska element förmågan att bilda ett visst antal kovalenta bindningar. Till exempel, i vätesulfidmolekylen H 2 S, förvärvar svavel valens II (-), eftersom varje atom deltar i bildandet av två elektronpar. Tecknet "-" indikerar attraktionen av elektronparet till det mer elektronegativa elementet. För de som är mindre elektronegativa läggs "+" till valensvärdet.

Med donator-acceptor-mekanismen involverar processen elektronpar av ett element och fria valensorbitaler av ett annat.

Valensberoende på atomstruktur

Låt oss överväga, med kol och syre som exempel, hur valensen av kemiska element beror på ämnets struktur. Det periodiska systemet ger en uppfattning om kolatomens huvudegenskaper:

• kemiskt tecken - C;
• elementnummer - 6;
• kärnladdning - +6;
• protoner i kärnan - 6;
• elektroner - 6, inklusive 4 externa, varav 2 bildar ett par, 2 - oparade.

Om kolatomen i CO-monoxid bildar två bindningar, kommer endast 6 negativa partiklar till användning. För att förvärva en oktett måste paren bilda 4 externa negativa partiklar. Kol har valens IV (+) i dioxid och IV (-) i metan.

Atomnumret för syre är 8, valensskalet består av sex elektroner, 2 av dem bildar inte par och deltar i kemiska bindningar och interaktioner med andra atomer. Den typiska valensen av syre är II (-).

Valens och oxidationstillstånd

I många fall är det bekvämare att använda begreppet "oxidationstillstånd". Detta är namnet på laddningen på en atom som den skulle förvärva om alla bindningselektroner överfördes till ett grundämne som har ett högre elektronegativitetsvärde (EO). Oxidationstalet i ett enkelt ämne är noll. Ett "-"-tecken läggs till oxidationstillståndet för ett element som är mer elektronegativt. Till exempel, för metaller i huvudundergrupperna, är oxidationstillstånd och jonladdningar lika med gruppnumret med ett "+"-tecken typiska. I de flesta fall är valensen och oxidationstillståndet för atomer i samma förening numeriskt desamma. Endast när de interagerar med fler elektronegativa atomer är oxidationstillståndet positivt, med element med lägre EO är negativt. Begreppet "valens" tillämpas ofta endast på ämnen med en molekylär struktur.

Olika kemiska grundämnen skiljer sig åt i sin förmåga att bilda kemiska bindningar, det vill säga att kombinera med andra atomer. Därför kan de i komplexa ämnen endast vara närvarande i vissa proportioner. Låt oss ta reda på hur man bestämmer valens med hjälp av det periodiska systemet.

Det finns en sådan definition av valens: detta är en atoms förmåga att bilda ett visst antal kemiska bindningar. Till skillnad från , är denna kvantitet alltid bara positiv och betecknas med romerska siffror.

Denna egenskap för väte används som en enhet, som tas lika med I. Denna egenskap visar hur många envärda atomer ett givet grundämne kan kombineras med. För syre är detta värde alltid lika med II.

Det är nödvändigt att känna till denna egenskap för att korrekt skriva kemiska formler för ämnen och ekvationer. Att känna till detta värde hjälper till att fastställa förhållandet mellan antalet atomer av olika typer i en molekyl.

Detta koncept har sitt ursprung i kemin på 1800-talet. Frankland startade en teori som förklarade kombinationen av atomer i olika proportioner, men hans idéer om den "bindande kraften" var inte särskilt utbredda. Den avgörande rollen i utvecklingen av teorin tillhörde Kekula. Han kallade egenskapen att bilda ett visst antal bindningar för basicitet. Kekulé trodde att detta var en grundläggande och oföränderlig egenskap hos varje typ av atom. Butlerov gjorde viktiga tillägg till teorin. Med utvecklingen av denna teori blev det möjligt att visuellt avbilda molekyler. Detta var till stor hjälp för att studera strukturen hos olika ämnen.

Hur kan det periodiska systemet hjälpa?

Du kan hitta valens genom att titta på gruppnumret i kortperiodversionen. För de flesta element för vilka denna egenskap är konstant (tar bara ett värde), sammanfaller den med gruppnumret.

Sådana fastigheter har huvudundergrupper. Varför? Gruppnumret motsvarar antalet elektroner i det yttre skalet. Dessa elektroner kallas valenselektroner. De är ansvariga för förmågan att ansluta till andra atomer.

Gruppen består av element med en liknande elektronisk skalstruktur, och kärnladdningen ökar från topp till botten. I korttidsform är varje grupp indelad i en huvud- och sekundär undergrupp. Representanter för huvudundergrupperna är s- och p-element, representanter för sidoundergrupperna har elektroner i d- och f-orbitaler.

Hur bestämmer man valensen av kemiska element om den förändras? Det kan sammanfalla med gruppnumret eller vara lika med gruppnumret minus åtta, och även ta andra värden.

Viktig! Ju högre och till höger elementet är, desto mindre är dess förmåga att bilda relationer. Ju mer den flyttas nedåt och åt vänster, desto större är den.

Hur valensen förändras i det periodiska systemet för en viss typ av atom beror på strukturen hos dess elektronskal. Svavel kan till exempel vara två-, tetra- och sexvärt.

I marktillståndet (oexciterat) av svavel finns två oparade elektroner i 3p-subnivån. I detta tillstånd kan det kombineras med två väteatomer och bilda svavelväte. Om svavel går in i ett mer exciterat tillstånd, kommer en elektron att flytta till den fria 3d-subnivån, och det kommer att finnas 4 oparade elektroner.

Svavel kommer att bli fyrvalent. Om du ger den ännu mer energi, så kommer en annan elektron att flytta från 3s undernivå till 3d. Svavel kommer att gå in i ett ännu mer exciterat tillstånd och bli sexvärt.

Konstant och variabelt

Ibland kan förmågan att bilda kemiska bindningar förändras. Det beror på vilken förening grundämnet ingår i. Till exempel är svavel i H2S tvåvärt, i SO2 är det fyrvärt och i SO3 är det sexvärt. Det största av dessa värden kallas det högsta och det minsta kallas det lägsta. Den högsta och lägsta valensen enligt det periodiska systemet kan fastställas enligt följande: den högsta sammanfaller med gruppnumret, och den lägsta är lika med 8 minus gruppnumret.

Hur bestämmer man valensen av kemiska element och om den förändras? Vi måste fastställa om vi har att göra med en metall eller en icke-metall. Om det är en metall måste du fastställa om den tillhör huvud- eller sekundärundergruppen.

• Metaller i huvudundergrupperna har en konstant förmåga att bilda kemiska bindningar.
• För metaller från sekundära undergrupper - variabel.
• För icke-metaller är den också variabel. I de flesta fall har det två betydelser - högre och lägre, men ibland kan det finnas ett större antal alternativ. Exempel är svavel, klor, brom, jod, krom och andra.

I föreningar visas den lägsta valensen av det element som är högre respektive till höger i det periodiska systemet, den högsta är det som är till vänster och lägre.

Ofta får förmågan att bilda kemiska bindningar mer än två betydelser. Då kommer du inte att kunna känna igen dem från bordet, men du måste lära dig dem. Exempel på sådana ämnen:

• kol;
• svavel;
• klor;
• brom.

Hur bestämmer man valensen av ett element i formeln för en förening? Om det är känt för andra komponenter i ämnet är detta inte svårt. Till exempel måste du beräkna denna egenskap för klor i NaCl. Natrium är ett element i huvudundergruppen i den första gruppen, så det är monovalent. Följaktligen kan klor i detta ämne också skapa endast en bindning och är också monovalent.

Viktig! Det är dock inte alltid möjligt att ta reda på denna egenskap för alla atomer i en komplex substans. Låt oss ta HClO4 som ett exempel. Genom att känna till egenskaperna hos väte kan vi bara fastställa att ClO4 är en envärd rest.

Hur kan du annars ta reda på detta värde?

Förmågan att bilda ett visst antal kopplingar sammanfaller inte alltid med gruppnumret, och i vissa fall måste det helt enkelt läras in. Här kommer tabellen över valens av kemiska element till undsättning, som visar värdena för detta värde. Läroboken i kemi 8:e klass ger värden för förmågan att kombinera med andra atomer av de vanligaste typerna av atomer.

H, F, Li, Na, K	1
O, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn	2
B, Al	3
C, Si	4
Cu	1, 2
Fe	2, 3
Cr	2, 3, 6
S	2, 4, 6
N	3, 4
P	3, 5
Sn, Pb	2, 4
Cl, Br, I	1, 3, 5, 7

Ansökan

Det är värt att säga att kemister för närvarande knappast använder begreppet valens enligt det periodiska systemet. Istället används begreppet oxidationstillstånd för ett ämnes förmåga att bilda ett visst antal samband, för ämnen med struktur - kovalens, och för ämnen med jonstruktur - jonladdning.

Begreppet i fråga används dock i metodologiska syften. Med dess hjälp är det lätt att förklara varför atomer olika typer kombineras i de förhållanden som vi observerar, och varför dessa förhållanden är olika för olika föreningar.

För närvarande är tillvägagångssättet enligt vilket kombinationen av element till nya ämnen alltid förklarades med valens enligt det periodiska systemet, oavsett vilken typ av bindning i föreningen, föråldrad. Nu vet vi att för joniska, kovalenta och metalliska bindningar finns det olika mekanismer för att kombinera atomer till molekyler.

Användbar video

Låt oss sammanfatta det

Med hjälp av det periodiska systemet är det inte möjligt att bestämma förmågan att bilda kemiska bindningar för alla grundämnen. För de som uppvisar en valens enligt det periodiska systemet är det i de flesta fall lika med gruppnumret. Om det finns två alternativ för detta värde kan det vara lika med gruppnumret eller åtta minus gruppnumret. Det finns också speciella bord där du kan ta reda på denna egenskap.

I kontakt med

Elementens valens Fram till nu har du använt de kemiska formlerna för ämnen som anges i läroboken, eller de som din lärare berättade för dig. Hur man korrekt komponerar kemiska formler? Kemiska formler för ämnen sammanställs utifrån kunskap om ämnets kvalitativa och kvantitativa sammansättning. Det finns ett stort antal ämnen naturligt, det är omöjligt att komma ihåg alla formler. Detta är inte nödvändigt! Det är viktigt att känna till ett visst mönster enligt vilket atomer kan kombineras med varandra för att bilda nya kemiska föreningar. Denna förmåga kallas valens. Valens– egenskapen hos grundämnens atomer att fästa ett visst antal atomer av andra grundämnen Betrakta modeller av molekyler av vissa ämnen, såsom vatten, metan och koldioxid. Man kan se att i en vattenmolekyl binder en syreatom två väteatomer. Därför är dess valens två. I en metanmolekyl fäster en kolatom fyra väteatomer, dess valens i detta ämne är fyra. Valensen av väte i båda fallen är lika med en. Kol uppvisar samma valens i koldioxid, men till skillnad från metan, binder kolatomen två syreatomer, eftersom valensen av syre är två. Det finns element vars valens inte förändras i föreningar. Sådana element sägs ha konstant valens. Om valensen av ett element kan vara olika, är dessa element med variabel valens. Valensen för vissa kemiska grundämnen anges i tabell 2. Valensen betecknas vanligtvis med romerska siffror. Tabell 2. Valens av vissa kemiska grundämnen

Element symbol	Valens	Element symbol	Valens
H, Li, Na, K, F, Ag	jag	C, Si, Sn, Pb	II, IV
Be, Mg, Ca, Ba, Zn, O	II	N	I, II, III, IV
Alba	III	P, As, Sb	III, V
S	II, IV, VI	Cl	I, II, III, IV, V, VII
Br, I	I, III, V	Ti	II, III, IV

Det är värt att notera att den högsta valensen för ett element numeriskt sammanfaller med ordningsnumret för gruppen av det periodiska systemet där det är beläget. Till exempel är kol i grupp IV, dess högsta valens är IV. Det finns tre undantag:

• kväve– är i grupp V, men dess högsta valens är IV;
• syre– är i grupp VI, men dess högsta valens är II;
• fluor– är i grupp VII, men dess högsta valens är I.

Baserat på det faktum att alla grundämnen finns i åtta grupper av det periodiska systemet, kan valens ta värden från I till VIII.

Utarbeta formler för ämnen med hjälp av valens

För att sammanställa formler för ämnen med valens kommer vi att använda en viss algoritm:

Bestämning av valens med hjälp av formeln för ett ämne

För att bestämma valensen av element med hjälp av formeln för ett ämne är det omvända förfarandet nödvändigt. Låt oss också överväga att använda algoritmen:

När vi studerade detta avsnitt övervägde vi komplexa ämnen som bara innehåller två typer av atomer av kemiska element. Formler för mer komplexa ämnen är sammansatta olika.

Binära föreningar – föreningar som innehåller två typer av atomer av grundämnen

För att bestämma ordningen för sekvensen av föreningar av atomer används strukturella (grafiska) formler för ämnen. I sådana formler indikeras valenserna för element med valensstreck (streck). Till exempel kan en vattenmolekyl representeras som

N─O─N

Den grafiska formeln visar endast ordningsföljden för anslutning av atomer, men inte strukturen av molekyler. I rymden kan sådana molekyler se annorlunda ut. Således har en vattenmolekyl den vinkelformiga strukturformeln:

• Valens– förmågan hos grundämnens atomer att fästa ett visst antal atomer av andra kemiska grundämnen
• Det finns element med konstant och variabel valens
• Den högsta valensen för ett kemiskt grundämne sammanfaller med dess gruppnummer i det periodiska systemet för kemiska grundämnen D.I. Mendelejev. Undantag: kväve, syre, fluor
• Binära föreningar– föreningar som innehåller två typer av atomer av kemiska grundämnen
• Grafiska formler återspeglar ordningen för bindningar av atomer i en molekyl med valensslag
• Strukturformeln återspeglar den faktiska formen av molekylen i rymden

]]>

Liknande artiklar