Валентность химических элементов

ВАЛЕНТНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
Понятие валентность было введено в химию в 1853 г. Валентность
является числовой характеристикой способности атома к образованию
химической связи с атомом другого элемента. С точки зрения классических
представлений, химические связи создаются неспаренными электронами.
Электроны полностью заполненных оболочек, суммарный спин которых
равен нулю, не участвуют в образовании химической связи. Поэтому
валентность химических элементов определяется числом неспаренных
электронов на внешней оболочке их атомов. Если полный спин атома равен
S, то валентность r определяется формулой:
r  2S .
Следует отметить, что валентность элемента определяется состоянием
его атома, при переходе атомов в возбужденное состояние, численное
значение валентности изменяется. Чтобы подробнее ознакомиться с этим
понятием рассмотрим последовательность расположения элементов в
периодической системе Менделеева на основе заполнения электронных
оболочек.
I.
Электронная конфигурация основного состояния атомов элементов I
группы :
II.
1
s1 , S  , r  1
2
Для элементов II группы, электронная конфигурация внешней
оболочки основного состояния атомов : s
2
;S  0: r  0
Если бы первый возбужденный уровень энергии не был бы расположен
близко от основного, то элементы этой группы не могли бы вступать в
химическую связь. Однако за счет поглощения небольшого количества
энергии, атомы переходят в возбужденное состояние:
s 2  s 1 p 1 ; S  1; r  2
На внешней электронной оболочке атомов III группы находится 3
2
1
,
2
S
1
электрона: s p ;
r 1
Однако поглотив небольшое количество энергии, эти атомы переходят в
возбужденное состояние:
3
,r  3.
2
s 2 p1  s 1 p 2 , s 
С химической точки зрения элементы первых 3-х групп являются
металлами. При образовании ионных соединений, эти атомы отдают свои
внешние электроны.
Элементы IV группы в основном состоянии имеют конфигурацию:
s2 p2 ,
S  1,
r  2.
Однако в соединениях происходит переход электронов:
s 2 p 2  s1 p 3  s1 p1x p1y p1z , S  2 ,
r 4
Электронная конфигурация внешних оболочек атомов элементов V
группы:
s2 p3 , S 
3
, r 3
2
s 2 p 3  s1 p 3 s1 , S 
5
, r 5
2
Электронная конфигурация атомов элементов VI группы имеет
следующий вид:
s2 p4 ,
s 2 p 3 s1 ,
s 1 p 3 s 1 p1 ,
2 5
VIЫ. s p ,
S  1,
S  2,
S  3;
1
S ;
2
r2
r4
r 6
r 1
s 2 p 4 s1 ,
S
3
;
2
r 3
s 2 p 3 s 2 p1 ,
S
5
,
2
r 5
s 2 p 3 s1 p 2 ,
S
7
,
2
r 7
Необходимо отметить, что такой переход для атомов VII группы не
всегда возможен. Например, для атомов II периода с заполненными 2 s2 p
оболочками переход на 3s3 p уровни затруднен из-за большой разницы в
энергии. Поэтому N2
,O2
и F2
не имеют высокую валентность:
NH 3 , H 2 O, HF .
Начальные элементы IV, V и VI групп – это неметаллы. В ионных
соединениях они принимают электроны, стремясь создать замкнутую
оболочку. Валентность элементов промежуточных групп (т.е. группы
Fe, Pd , Pt , а также лантанидов и актинидов), вследствие заполнения
глубоких d и f оболочек определяется электронами внешних оболочек.
Однако в некоторых случаях, электроны глубоко расположенных оболочек
переходят во внешние оболочки и принимают участие в образовании
химической связи.
Новые открытия в структурной химии показали, что во многих
неорганических соединениях, число связей не соответствует известному
значению.
Например, окись титана не имеет состав TiO , а в зависимости от среды
отвечает формуле TiO1, 25  TiO 0, 60 .
Окиси Zn соответствуют формулы:
Zn1,1O  Zn1, 2O .
В обоих случаях наблюдаемый факт объясняется влиянием d оболочек:




22Ti 3d 2 4s 2 , 30Zn 3d 10 4s 2 .
Исследование металлоорганических соединений, например, ферроцена
или дибензолхрома, показали, что химические связи в них не соответствуют
классическим представлениям, согласно которым в ферроцене следовало бы
считать атом Fe десятивалентным, а в дибензолхроме атом хрома- 12-ти
валентным.
Ферроцен
имеет
сэндвичеобразную
антипризмы. Он состоит из
структуру
пентагональной
двух пентадиенильных колец, связанных с
атомом железа. 26 Fe: 3d6 4s2.
Представления о химической связи, отличные от классических, показали
себя и в органической
химии. Оказалось, что в молекулах химические
связи могут быть не только двухцентровыми, но и многоцентровыми. Если
атом окружен n атомами, то это вовсе не означает, что он создает n –
двухцентровых связей.
Развитие
химической
науки
привело
к
переосмыслению
первоначальных представлений о валентности. Оказалось, что числовой
характеристики валентности элементов еще недостаточно, чтобы полностью
охарактеризовать способность атома к образованию химической связи.
В настоящее время нет единого правила для количественной оценки
валентности. Сейчас пользуются термином формальная валентность, которая
приравнивается номеру соответствующей группы таблицы Менделеева.