Валентность, постоянная и переменная. Как определить

В химии, понятие валентности играет фундаментальную роль при изучении химических реакций и свойств веществ. Валентность — ключевой параметр, который позволяет понять, как атомы элементов образуют химические связи. Понимание валентности позволяет предсказывать и контролировать множество химических процессов, происходящих в природных системах и на производстве

Понятие валентности

Валентность – это способность атомов элементов взаимодействовать химически и образовывать определенное число ковалентных связей с другими атомами. Полярность связей при этом не учитывается, поэтому валентность не имеет знака и не равна нулю

Термин «Валентность» появился в 1424 году, но основоположником современных представлений о валентности стал химик Эдуард Франкленд в 1852 году. Однако основную работу о суждении валентности представил немецкий ученый Фридрих Август Кекуле в 1857 году.

Валентность и электронная теория

С точки зрения электронной теории в химических веществах между атомами возникают электронно-ядерные взаимодействия их атомных ядер и электронных оболочек. Как правило, во взаимодействие вступают не спаренные электроны, а связь образуется за счет общих электронных пар взаимодействующих атомов.

Валентные возможности атомов элементов

Валентные возможности атомов элементов определяются числом неспаренных электронов валентного уровня, наличием пар электронов и свободных орбиталей на которые электроны, распариваясь, могут перейти в случае получения дополнительной энергии. Имея не стабильное состояние валентного уровня, атомы стремятся завершить его путём соединения с другими атомами, принимая или отдавая электроны и устанавливая наиболее энергетически выгодное (стабильное) состояние. Этот принцип является основным в определении валентности элементов в химических соединениях.

Например, в атоме азота имеется на внешнем энергетическом уровне 3 не спаренных электрона. Между взаимодействующими атомами азота, образуется три общих пары электронов (молекулярных орбиталей) на их внешних уровнях, а следовательно три химических связи.

꞉N∙ + ꞉N∙ → N≡ N . Соответственно азот в этом соединении будет иметь валентность III.

Ковалентная связь и механизмы ее образования

В химической науке процесс образования химической связи за счет общих электронных пар получил названия «ковалентная химическая связь». Приведенный механизм образования связи в молекуле азота, называется обменным – образование химической связи за счет общей пары электронов.

Существует также другой механизм образования ковалентной связи – донорно-акцепторный, суть которого состоит в том, что для образования связи один атом предоставляет пару электронов — он называется «донор», а другой – свободную орбиталь – акцептор.

Например, образование химической связи в ионе аммония NH₄ ⁺ происходит по донорно-акцепторному механизму.

Валентность и кратность связи

При образовании связей между атомами число общих электронных пар может быть разным. В зависимости от этого выделяют одинарную, двойную и тройную ковалентную связь.

Чтобы нагляднее представлять валентность и число образованных связей в молекулах веществ, в химической науке было принято изображать порядок соединения атомов в молекулах с помощью моделей, называемых структурными формулами. Химические связи в них изображаются черточками, они же обозначают связь.

Например, водород имеет молекулярную химическую формулу H₂, из которой сложно судить о его валентности и числа связей, образованных им. Структурная же формула

Н – Н, показывает, что валентность водорода в этом соединении I – по числу черточек, отходящих от каждого атома водорода.

Примеры образования кратных связей в молекулах:

водорода H – H одинарная), кислорода O = O (двойная), азота N≡ N (тройная)

Что принято за единицу валентности

За единицу валентности принята валентность элемента водорода, поскольку атом водорода образует с другими атомами только 1 химическую связь, так как в его атоме всего 1 электрон.

У других элементов валентность можно выразить определенным числом исходя из того, сколько атомов водорода может присоединить к себе атом данного элемента. Например, валентность фосфора в фосфине PH3 будет равна III, так как атом фосфора в этом веществе соединяется с тремя атомами водорода.

Изменение валентности элементов в химических реакциях

В химических реакциях (окислительно-восстановительных) в процессе превращения веществ, происходит перегруппировка внешних электронов между атомами в силу разной их электроотрицательности), следствием этого является разрушение «старых» связей и образования новых, соответственно может изменяться валентность атомов элементов в продуктах реакции.

Например, в реакции азота с кислородом при высокой температуре (выше 2000 ⁰C):

N₂ + O₂ = NO – Q; в исходном веществе N₂ валентность азота (III), а в продукте реакции NO – валентность (II)

Постоянная и переменная валентность

Постоянная и переменная валентность элементов определяется строением электронных оболочек их атомов. Постоянную валентность имеют, как правило, те элементы в атомах которых заполнены внутренние энергетические уровни, а на внешнем имеется 1-3 электрона. Элементов с постоянной валентностью не много.

У элементов с постоянной валентностью она одинакова в любом соединении. У элементов с переменной валентностью она меняется в разных соединениях. Для таких элементов рассматривается высшая валентность, она равна номеру группы элемента в периодической системе, низшая и промежуточная.

Способы определения валентности элементов

По таблице Д.И. Менделеева

Например, азот – элемент пятой группы главной подгруппы (VA) в периодической системе, его высшая валентность равна V; низшая — I, например, в соединении N₂O промежуточные валентности: II, III, IV соответственно в соединения с кислородом: NO; N₂O₃ ; NO₂.

Можно использовать такое правило для определения низшей и промежуточной валентности. Пример: элемент хлор стоит в VII A группе – его высшая валентность – VII. Низшую определяют вычитанием от 8 числа, равное номеру группы: 8-7 = 1. Низшая валентность хлора I. Промежуточные валентности определяют, исходя из четного или нечетного номера группы элемента. Хлор стоит в VII группе, промежуточными будут все нечетные числа между числами 8 и 1, то есть у хлора – это III и V.

Как определить валентность по формуле

Определим валентности элементов в соединении на примере Cr₂O₃. Для этого нужно найти между числами (индексы в формуле) 2 и 3 наименьшее общее кратное (НОК), перемножив их: 2х3=6, затем НОК нужно разделить на индекс каждого из этих элементов и определить их валентности.

Валентность кислорода: 6:3=2, валентность кислорода (II); 6:2=3, валентность хрома (III)

Таблица валентности химических элементов

Валентность и формулы

Составление химических формул по валентности

Разберем на примере. Составить формулу соединения оксида марганца (VII)

1 Шаг – записать рядом символы химических элементов. На первом месте в формуле бинарных соединений всегда записывается металл, или в случае обоих неметаллов — более электроположительный элемент (исключение формула аммиака NH₃).

В нашем примере марганец – металл, поэтому его пишем в формуле на первом месте (слева): MnO.

2 Шаг – найти наименьшее общее кратное между валентностью марганца (VII) и валентностью кислорода (она постоянная) — (II). 7х2=14

3 Шаг — полученное число разделить на валентность каждого элемента для нахождения их индексов: для марганца: 14:7=2, для кислорода: 14:2=7. Соответственно формула будет иметь вид: Mn₂O₇

Определение валентности кислотного остатка в формуле кислоты

Валентность кислотного остатка определяется по количеству атомов водорода в формуле кислоты.

Например, в формуле серной кислоты H₂SO₄ два атома водорода, следовательно, валентность кислотного остатка SO₄ (II).

Во всех солях серной кислоты, валентность ее кислотного остатка будет всегда одинакова – (II). Например, в формуле соли сульфата натрия Na₂SO₄.

Составление формул солей

Соли в неорганической химии – это, как правило, соединения атомов металла и кислотного остатка. Составить формулу соли по известной валентности металла и кислотного остатка – это значит найти их индексы

Алгоритм

Для этого нужно записать с помощью химических символов элемент металл слева, а кислотный остаток справа: Na SO4
Определить валентность металла с постоянной валентностью по таблице (она соответствует номеру группы). Na (I)
Определить по формуле кислоты число атомов водорода в ней – оно будет соответствовать валентности кислотного остатка: SO4 – (II)
Перемножить числа, соответствующие валентностям металла и кислотного остатка между собой, получив наименьшее общее кратное (НОК): 1х2=2
Для нахождения индексов разделить НОК на валентность каждой из частей соли. Для натрия:
2: 1=2, индекс для натрия – 2; для кислотного остатка: 2:2=1, индекс для группы атомов SO₄ — 1
Подставить в формулу: Na₂SO₄

Валентность и степень окисления

Чем отличается валентность и степень окисления

Следует отличать валентность от степени окисления.

Степень окисления элемента – это условный заряд в формуле соединения, показывающий большую или меньшую электроотрицательность (энергию сродства к электрону) данного элемента

Степень окисления имеет знак, то есть бывает положительной или отрицательной. Валентность знака не имеет.

В простых соединениях степень окисления и валентность не совпадают. Степень окисления в простых соединениях всегда равна нулю. Например, у азота в простом веществе N₂ степень окисления равна 0, а валентность (III), так как между двумя атомами азота образуется три ковалентных связи N ≡ N.

Валентность и степень окисления инертных газов (в виде простых веществ) равна 0

В сложных соединения степень окисления и валентность элементов совпадают. Например, В соединении Al₂O₃степень окисления алюминия +3 и валентность тоже (III); у кислорода степень окисления -2, валентность тоже (II).

Правила определения степени окисления

Степень окисления (С.О.) простых веществ и свободных атомов, всегда равна 0
Алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов в соединении всегда равна 0
Элементы металлы имеют только положительную степень окисления
Элемент водород во всех соединениях имеет степень окисления равную +1. Исключения: в гидридах металлов NaH, у водорода С.О. равна -1
Фтор в соединениях имеет С.О. -1
Кислород в соединениях имеет С.О. равную -2. Исключения: в перекисях: H₂O₂ (-1); Na₂O₂ ^-1 и в соединениях со фтором: O₂F₂ (+1) и OF₂ (+2)
Металлы I, II, III групп, главных подгрупп имеют степень окисления (положительную) равную номеру группы, соответственно: +1; +2 +3
С.О. любого одноатомного иона равна его заряду Fe³⁺ , С.О. (+3)