- •Закон мозлі
- •9 Квантово-механічна модель атома корпускулярно-хвильовий дуалізм
- •Принцип невизначеності
- •Хвильове рівняння шредінгера
- •Хвильові функції та електронні орбіталі
- •Характеристика стану електрона за квантовими числами
- •Атомні ядра склад і будова атомних ядер
- •Властивості взаємодіючих атомів
- •Валентність
- •Метод валентних зв'язків умови утворення ковалентного зв'язку
- •Водневий зв'язок природа й енергія водневого зв'язку
- •Міжчастинкові взаємодії доказ існування міжчастинкових сил
- •Вандерваальсова взаємодія молекул
- •Іонно-молекулярна взаємодія
- •Будова твердого тіла загальна характеристика твердого стану речовини
- •Будова ідеальних кристалів 7.2.1. Основні положення
- •Кристалічна гратка
- •Типи кристалічних ґраток
- •Будова іонних кристалів основні типи кристалічних ґраток іонних сполук
- •Металічний стан і його особливості кристалічна структура металів
- •Хімічний зв'язок у металах
Валентність
Валентність завжди розглядають як одну з основних характеристик будь-якого елемента, як показник його властивості вступати у хімічну взаємодію.
Під валентністю розуміють здатність атома даного елемента утворювати хімічні зв'язки або певного складу сполуки. Історично першим поняттям валентності атома була валентність за Гідрогеном, який у всіх сполуках вважали одновалентним, і за Оксигеном, який вважали двовалентним. Це так звана формальна, або стехіометрична, валентність елемента — число, яке показує, скільки атомів Гідрогену може приєднати або замінити у сполуках один атом даного елемента.
Менделєєв довів, що сума максимальних валентностей за Гідрогеном і за Оксигеном завжди дорівнює восьми, а максимальна валентність елементів певної групи періодичної системи звичайно відповідає її номеру. Проте стехіометрична валентність враховує лише стехіометрію сполуки й не дає чіткого роз'яснення природи хімічного зв'язку.
Згідно зі спіновою теорією валентності (Лондон, 1928), утворення зв'язку між. двома атомами зумовлено взаємною компенсацією спінів їх валентних електронів. Можливі значення валентності даного атома визначаються допустимими для нього варіантами існування електронів з неспареними спінами. Кількість варіантів залежить від максимальної ємності зовнішнього енергетичного рівня атома та числа електронів на ньому. Іноді число електронів, що витрачається атомом на утворення спільних електронних пар по одному на кожну пару (компенсація спінів), називають не валентністю його, а ковалентністю (Ленгмюр, 1919). Наприклад, у Нітрогені ковалентність не перевищує трьох, у Оксигені вона дорівнює двом, у Флюорі — одиниці, а Неон — нульковалентний: ______
Однак число ковалентних зв'язків може бути і більшим, ніж число наявних у атома неспарених електронів, що пояснюється розпаровуванням електронів при переході атомів у збуджений стан. Перехід електронів на орбіталі з вищою енергією називають промотуванням.
Для утворення хімічного зв'язку необхідно, щоб енергія, яка виділяється при утворенні зв'язку, перевищувала витрати енергії на розпаровування електронів. Наприклад, атом Карбону в основному стані має тільки два неспарених електрони, тобто здатний утворити два ковалентних зв'язки. Внаслідок промотування елек-
трона стає можливим підвищення ковалентності Карбону до чотирьох:
При утворенні двох додаткових зв'язків енергії виділяється більше, ніж її потрібно на збудження атома.
Збудження електронів в атомах Нітрогену, Оксигену та Флюору пов'язане з їхнім переходом на наступний енергетичний рівень, потребує значної енергії, яка не компенсується виділенням енергії через утворення додаткових зв'язків.
У елементів третього періоду на зовнішньому енергетичному рівні є вакантні d-орбіталі, на які при збудженні можуть переходити s- і р-електрони. При цьому з'являється додаткова можливість збільшення числа неспарених електронів. Наприклад, атом Хлору в основному стані має один неспарений електрон і при витраті енергії може перейти у збуджений стан з появою трьох, п'яти та семи неспарених електронів. Отже, атом Хлору може утворювати не тільки один, а й три, п'ять і сім ковалентних зв'язків, виявляючи при цьому ковалентність 1, 3, 5, 7 (рис. 6.2).
Виявлення донорно-акцепторних можливостей атомів підвищує їх максимальну валентність порівняно з максимальною ковалентні-стю. Розглянемо, наприклад, максимальні валентні можливості елементів другого періоду. В усіх цих елементах на валентному енергетичному рівні — чотири атомні орбіталі. Якщо використані всі ковалентні й донорно-акцепторні можливості, то максимальна валентність будь-якого елемента другого періоду — чотири.
Валентність більша чотирьох може виявлятись лише за участю d- або f-орбіталей. Особливо великі можливості для виявлення різних валентностей у перехідних елементів. Близькість енергій їх орбіталей робить принципово можливою участь усіх дев'яти орбіталей (s-, р-, d-) в утворенні хімічних зв'язків. Наприклад, Рутеній (4d75s1) при збудженні двох 4d-електронів на 5р-підрівень виявляє валентність, що дорівнює восьми. Такому стану Рутенію відповідає, зокрема, тетраоксид RuO4. Але при цьому залишається одна вільна 5р-орбіталь, і Рутеній може бути акцептором неподіленої електронної пари. Така пара є в атома Фосфору в молекулі триетилфосфіду. Дійсно, існує сполука RuO4P(C2H5)3, в якій Рутеній дев'ятивалентний.
Отже, валентність атома визначається не лише числом неспарених електронів, але й числом неподілених пар електронів і вільних орбіталей, тобто загальним числом валентних орбіталей, які можуть бути використані для утворення хімічного зв'язку. Тому відповідно до кількості орбіталей максимальна валентність елементів другого періоду буде чотири, третього — дев'ять, а у елементів великих періодів вона може бути ще вищою, тобто визначатися скоріше номером періоду, ніж групи. Однак реалізація високої валентності обмежується координаційним числом центрального атома та значною витратою енергії на промотування електронів.
Поняття валентності, запроваджене в науку для кількісної оцінки хімічної спорідненості атомів, з часом стало розвиватися шляхом поглиблення уявлень про валентність як характеристику атомів хімічного елемента та шляхом розширення уявлень про валентність до фактичного ототожнення їх з поняттями про хімічний зв'язок.
Розвиток уявлень про валентність як індивідуальну характеристику хімічного елемента приводить до диференціації самого поняття валентності з утворенням чотирьох суттєво відмінних понять:
1) валентності як реакційної здатності вільного атома;
2) валентності як структурної характеристики зв'язаного атома;
3) вільної цілочислової (залишкової) і нецілочислової парціальної валентності зв'язаного атома;
4) координаційного числа як структурної характеристики атома в певному угрупуванні атомів.
Перелічені поняття формулюються конкретно як такі, що виражають залежність реакційних можливостей атомів від їхньої будови. Всі вони застосовуються в хімії.