Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Теория по химии для ВУЗов / Закон Мозл_ давав змогу визначати точн_ значення порядкових номер_в елемент_в.doc
Скачиваний:
152
Добавлен:
02.05.2014
Размер:
1.29 Mб
Скачать

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.