Содержание

Стехиометрическая валентность — Википедия. Что такое Стехиометрическая валентность

Вале́нтность стехиометри́ческая (форма́льная вале́нтность) химического элемента — целое число от 1 до 8, характеризующее данный элемент и помогающее составлению правильных химических формул простых соединений (дальтонидов без гомоцепей[1]) с участием этого элемента.

Историческая справка

В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что атом одного химического элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т. д. атомами другого элемента, а на два атома одного элемента может приходиться нечётное число атомов другого химического элемента. Так, оксиды азота имеют формулы N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. После того, как были определены точные относительные веса атомов (Й. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число других атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, индивидуальной для каждого химического элемента . Например, атом фтора F может соединяться лишь с одним атомом водорода H, атом кислорода O — с двумя атомами H, атом азота N — с тремя атомами H, атом углерода С — с четырьмя атомами H, образуя соответственно соединения HF, H

2O, NH3 и CH4 (элементы, каждый атом которых способен соединяться с пятью и более атомами H, химии неизвестны; см. степень окисления). Количественная характеристика способности атомов одного химического элемента соединяться с определённым числом атомов другого химического элемента была впоследствии названа валентностью (идея принадлежит Э. Франкленду, 1853[2]; термин ввёл в употребление немецкий химик К. Вихельхаус, 1868[3]). Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе химических элементов. Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам множества неорганических и простейших органических соединений.

Нахождение стехиометрической валентности

Как и для любой другой измеримой величины, нахождение значения стехиометрической валентности основано на использовании эталона. Изначально в качестве единицы валентности была принята валентность водорода. Валентность химического элемента принималась равной числу атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает атом данного элемента в соединениях (валентность по водороду)[4]. Поскольку водород образует соединения не со всеми химическими элементами, были введены и другие вспомогательные эталоны валентности: валентность по фтору (стехиометрическая валентность фтора во всех его соединениях равна одной водородной единице валентности) и валентность по кислороду (стехиометрическая валентность кислорода в большинстве его соединений равна двум водородным единицам валентности). Валентность элементов, которые не соединяются с водородом, определяется из их соединений с теми элементами, валентность которых известна. Кислород и, особенно, фтор удобны тем, что соединения с ними образуют большинство химических элементов. Таким образом, стехиометрическая валентность есть величина, значение которой показывает, со сколькими одновалентными атомами может соединиться атом данного химического элемента (или сколько таких атомов он может заместить) при образовании химического соединения.

Л. Мейеру (1864) принадлежит[5] современное определение стехиометрической валентности[6][7]:

V≡MAME{\displaystyle V\equiv {\frac {M_{A}}{M_{E}}}},

где MA — атомная масса элемента, ME — его эквивалентная масса в химическом соединении, V — валентность элемента в данном соединении. Важно, что атомная и эквивалентная массы представляют собой экспериментально измеримые величины, так что стехиометрическую валентность по этой формуле можно рассчитать, в том числе, и для элементов, не образующих гидридов или оксидов, то есть тех элементов, для которых невозможно напрямую определить валентность по водороду или кислороду. Валентность, определяемая по этой формуле, находится по стехиометрическому составу соединения, откуда и название — стехиометрическая валентность. Поскольку при этом руководствуются формальным признаком — формулой химического соединения, то становится ясным и происхождение второго названия —

формальная (формульная) валентность.

В соответствии с установленными эмпирически формулами химических соединений были составлены таблицы валентностей элементов. Элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 1: H, Li, F, Nа, К, Rb, Cs; элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn; элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 3: B, Al, Sc, Y, La. Большинство химических элементов обладают переменной стехиометрической валентностью. Так, в оксидах азота, формулы которых приведены выше, стехиометрическая валентность азота изменяется от 1 до 5.

Значения стехиометрической валентности химических элементов[8]:

Атомный номер Элемент Валентность
6 Углерод C (2), 4
7 Азот N 1, 2, 3, 4, 5
14 Кремний Si (2), 4
15 Фосфор P (1), 3, 5
16 Сера S 2, 4, 6
17 Хлор Cl 1, (2), 3, (4), 5, 7
22 Титан Ti 2, 3, 4
23 Ванадий V 2, 3, 4, 5
24 Хром Cr 2, 3, 6
25 Марганец Mn 2, (3), 4, (6), 7
26 Железо Fe 2, 3, (4), (6)
27 Кобальт Co 2, 3, (4)
28 Никель Ni (1), 2, (3), (4)
29 Медь Сu 1, 2, (3)
31 Галлий Ga (2), 3
32 Германий Ge 2, 4
33 Мышьяк As (2), 3, 5
34 Селен Se 2, 4, 6
35 Бром Br 1, (3), (4), 5
36 Криптон Kr 2
40 Цирконий Zr (2), (3), 4
41 Ниобий Nb (2), 3, (4), 5
42 Молибден Mo (2), 3, (4), (5), 6
43 Технеций Tc 1, 4, 5, 6, 7
44 Рутений Ru (2), 3, 4, (6), (7), 8
45 Родий Rh (2), (3), 4, (6)
46 Палладий Pd 2, 4, (6)
47 Серебро Ag 1, (2), (3)
48 Кадмий Cd (1), 2
49 Индий In (1), (2), 3
50 Олово Sn 2, 4
51 Сурьма Sb 3, (4), 5
52 Теллур Te 2, 4, 6
53 Иод I 1, (3), (4), 5, 7
54 Ксенон Xe 1, 2, 4, 6, 8
58 Церий Ce 3, 4
59 Празеодим Pr 3
60 Неодим Nd 3, 4
61 Прометий Pm 3
62 Самарий Sm (2), 3
63 Европий Eu (2), 3
64 Гадолиний Gd 3
65 Тербий Tb 3, 4
66 Диспрозий Dy 3
67 Гольмий Ho 3
68 Эрбий Er 3
69 Тулий Tm (2), 3
70 Иттербий Yb (2), 3
71 Лютеций Lu 3
72 Гафний Hf 2, 3, 4
73 Тантал Ta (3), (4), 5
74 Вольфрам W (2), (3), (4), (5), 6
75 Рений Re (1), 2, (3), 4, (5), 6, 7
76 Осмий Os (2), 3, 4, 6, 8
77 Иридий Ir (1), (2), 3, 4, 6
78 Платина Pt (1), 2, (3), 4, 6
79 Золото Au (1), (2), 3
80 Ртуть Hg 1, 2
81 Таллий Tl 1, (2), 3
82 Свинец Pb 2, 4
83 Висмут Bi (1), (2), 3, (4), (5)
84 Полоний Po 2, 4, (6)
85 Астат At 1, (4), 5
86 Радон Rn 2, 4, 6
87 Франций Fr ?
88 Радий Ra 2
89 Актиний Ac 3
90 Торий Th 4
91 Протактиний Pa 3, 5
92 Уран U (2), 3, 4, (5), 6
93 Нептуний Np 2, 3, 4, 7
94 Плутоний Pu 2, 3, 4, 5, 6, (7)

В скобках указаны редко проявляемые значения стехиометрической валентности.

Стехиометрическая валентность химического элемента зависит от его положения в периодической системе. Высшая валентность химического элемента не может превышать номера группы короткой формы периодической системы, в которой этот элемент находится (медь Cu, серебро Ag и золото Au — исключения). Стехиометрическую валентность 8 могут проявлять рутений Ru, осмий Os и ксенон Xe. Низшая валентность равна разности (8 — N), где N — номер группы, в которой находится данный элемент. Валентность элементов по водороду имеет максимальное значение 4, которое достигается элементами IV группы периодической системы. Элементы V—VII групп в своих соединениях с водородом проявляют низшую валентность. В бинарных соединениях низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в периодической таблице элементов правее или выше, а высшую валентность — элемент, расположенный левее или ниже. Например, в соединении с кислородом сера проявляет высшую валентность 6, соответственно формула оксида серы (серного ангидрида) SO

3. Для неметаллов, как правило, для большей части соединений характерны две валентности — высшая и низшая. Так, сера имеет высшую валентность 6 и низшую (8 — 6) = 2; для фосфора характерны валентности 5 и (8 — 5) = 3.

Применение стехиометрической валентности

Зная стехиометрические валентности элементов, входящих в состав химического соединения, можно составить его брутто-формулу. В простейшем случае бинарного соединения для этого используют правило, согласно которому суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента[7].

Алгоритм составления формулы бинарного химического соединения (на примере оксида 5-валентного фосфора):

 Действие   Результат 
 Написать символы элементов   P O
 Указать валентности элементов  P(5) O(2)
 Найти наименьшее общее кратное валентностей (НОК)   5 * 2 = 10
 Найти число атомов элементов делением НОК на валентности элементов  P: 10 / 5 = 2; O: 10 / 2 = 5 
 Записать формулу соединения  P2O5

Правила записи химических формул бинарных соединений:

  • Атом металла в формуле ставят на первое место.
  • Атом неметалла, проявляющий низшую валентность, ставят на второе место (название такого соединения оканчивается на «-ид»). Например, СаО — оксид кальция, NaCl — хлорид натрия, PbS — сульфид свинца.

Формулы более сложных химических соединений иногда можно формально разбить на бинарные составляющие и применить к этим частям правила составления химических формул бинарных соединений. Например, формулу сульфата калия K2SO4 можно записать как K2O•SO3, формулу карбоната натрия Na

2CO3 как Na2O•CO2, а формулу магнетита Fe3O4 (или FeII(FeIIIO2)2{\displaystyle {\stackrel {II}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {III}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{2})_{2}}) можно представить в виде FeO•Fe2O3. Не все неорганические соединения, формулы которых можно построить по значениям формальной валентности входящих в них химических элементов, существуют в действительности[9]. С другой стороны, содержащие 2–3 элемента простые соединения с формулами, для которых правила формальной валентности не соблюдаются, среди неорганических соединений составляют меньшинство.

Дальнейшее развитие представлений о валентности

Понятие о формальной валентности, весьма эффективное для простых химических соединений, становится малополезным для соединений более сложных, типа фаз внедрения[10], координационных соединений вроде карбонилов железа Fe(CO)5, Fe2(CO)9, Fe3(CO)12, или соединений, в которых одинаковые атомы соединяются друг с другом с образованием гомоцепей (ацетилениды, пероксиды, персульфиды и другие неорганические соединения, а также почти все органические соединения с двумя и более атомами углерода[11]). Для соединений с гомоцепями оказалось плодотворным представление о структурной валентности[12], используемое в классической теории химического строения А. М. Бутлерова.

Попытки придать понятиям формальной и структурной валентности содержательный смысл привели к появлению понятий ковалентность, спин-валентность, гетеровалентность, электрохимическая валентность (электровалентность, формальный заряд центрального атома (комплексообразователя) в сложном ионе, в т.ч. комплексном; а также эффективный заряд ядра атома), ионная валентность (окислительное число, степень окисления), зарядовое число, координационное число (см. статью «Валентность» и Степень окисления#Условность). В современной химии представления о валентности часто отождествляют с общим учением о химической связи[13].

Примечания

  1. ↑ Гомоцепь представляет собой последовательность соединённых друг с другом атомов одного и тоже химического элемента. Так, молекулы S8 ромбической и моноклинной серы представляют собой замкнутые в цикл гомоцепи серы. Все органические соединения со связями углерод—углерод представляют собой гомоцепи.
  2. ↑ Неницеску К., Общая химия, 1968, с. 51.
  3. ↑ Мычко Д. И., Понятие «валентность», 2009, с. 6.
  4. ↑ Реми Г., Курс неорганической химии, т. 1, 1963, с. 29.
  5. ↑ Мычко Д. И., Понятие «валентность», 2009, с. 9.
  6. ↑ Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, 1973, с. 26.
  7. 1 2 Савельев Г.Г., Смолова Л.М., Общая химия, 2006, с. 19.
  8. ↑ Неницеску К., Общая химия, 1968.
  9. ↑ Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, 1973, с. 29.
  10. ↑ Примером может служить цементит Fe3C.
  11. ↑ Гомоцепи отсутствуют, например, в таких органических соединениях, как диметиловый эфир CH3—O—CH3 и метиловый эфир муравьиной кислоты HCO—O—CH3.
  12. ↑ Савельев Г.Г., Смолова Л.М., Общая химия, 2006, с. 22.
  13. ↑ Химическая энциклопедия, т. 1, 1988, с. 345.

Литература

  • Мычко Д. И. Понятие «валентность» в методологическом и дидактическом аспектах (рус.) // Хiмiя: праблемы выкладання. — 2009. — № 6. — P. 3—22.
  • Некрасов Б.В. Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Т. 1. — 656 с.
  • Неницеску К. Общая химия. — М.: Мир, 1968. — 816 с.
  • Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Изд-во иностранной лит-ры, 1963. — Т. 1. — 920 с.
  • Савельев Г.Г., Смолова Л. М. Общая химия. — Томск: Изд-во Томского политехнического университета, 2006. — 202 с.
  • Химическая энциклопедия / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А — Дарзана. — 624 с.

wiki.sc

Валентность формальная Вики

Вале́нтность стехиометри́ческая (форма́льная вале́нтность) химического элемента — целое число от 1 до 8, характеризующее данный элемент и помогающее составлению правильных химических формул простых соединений (дальтонидов без гомоцепей[1]) с участием этого элемента.

Историческая справка[ | код]

В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что атом одного химического элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т. д. атомами другого элемента, а на два атома одного элемента может приходиться нечётное число атомов другого химического элемента. Так, оксиды азота имеют формулы N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. После того, как были определены точные относительные веса атомов (Й. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число других атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, индивидуальной для каждого химического элемента . Например, атом фтора F может соединяться лишь с одним атомом водорода H, атом кислорода O — с двумя атомами H, атом азота N — с тремя атомами H, атом углерода С — с четырьмя атомами H, образуя соответственно соединения HF, H2O, NH3 и CH4 (элементы, каждый атом которых способен соединяться с пятью и более атомами H, химии неизвестны; см. степень окисления). Количественная характеристика способности атомов одного химического элемента соединяться с определённым числом атомов другого химического элемента была впоследствии названа валентностью (идея принадлежит Э. Франкленду, 1853[2]; термин ввёл в употребление немецкий химик К. Вихельхаус, 1868[3]). Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе химических элементов. Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам множества неорганических и простейших органических соединений.

Нахождение стехиометрической валентности[ | код]

Как и для любой другой измеримой величины, нахождение значения стехиометрической валентности основано на использовании эталона. Изначально в качестве единицы валентности была принята валентность водорода. Валентность химического элемента принималась равной числу атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает атом данного элемента в соединениях (валентность по водороду)[4]. Поскольку водород образует соединения не со всеми химическими элементами, были введены и другие вспомогательные эталоны валентности: валентность по фтору (стехиометрическая валентность фтора во всех его соединениях равна одной водородной единице валентности) и валентность по кислороду (стехиометрическая валентность кислорода в большинстве его соединений равна двум водородным единицам валентности). Валентность элементов, которые не соединяются с водородом, определяется из их соединений с теми элементами, валентность которых известна. Кислород и, особенно, фтор удобны тем, что соединения с ними образуют большинство химических элементов. Таким образом, стехиометрическая валентность есть величина, значение которой показывает, со сколькими одновалентными атомами может соединиться атом данного химического элемента (или сколько таких атомов он может заместить) при образовании химического соединения.

Л. Мейеру (1864) принадлежит[5] современное определение стехиометрической валентности[6][7]:

V≡MAME{\displaystyle V\equiv {\frac {M_{A}}{M_{E}}}},

где MA — атомная масса элемента, ME — его эквивалентная масса в химическом соединении, V — валентность элемента в данном соединении. Важно, что атомная и эквивалентная массы представляют собой экспериментально измеримые величины, так что стехиометрическую валентность по этой формуле можно рассчитать, в том числе, и для элементов, не образующих гидридов или оксидов, то есть тех элементов, для которых невозможно напрямую определить валентность по водороду или кислороду. Валентность, определяемая по этой формуле, находится по стехиометрическому составу соединения, откуда и название — стехиометрическая валентность. Поскольку при этом руководствуются формальным признаком — формулой химического соединения, то становится ясным и происхождение второго названия — формальная (формульная) валентность.

В соответствии с установленными эмпирически формулами химических соединений были составлены таблицы валентностей элементов. Элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 1: H, Li, F, Nа, К, Rb, Cs; элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn; элементы, стехиометрическая валентность которых всегда равна 3: B, Al, Sc, Y, La. Большинство химических элементов обладают переменной стехиометрической валентностью. Так, в оксидах азота, формулы которых приведены выше, стехиометрическая валентность азота изменяется от 1 до 5.

Значения стехиометрической валентности химических элементов[8]:

Атомный номер Элемент Валентность
6 Углерод C (2), 4
7 Азот N 1, 2, 3, 4, 5
14 Кремний Si (2), 4
15 Фосфор P (1), 3, 5
16 Сера S 2, 4, 6
17 Хлор Cl 1, (2), 3, (4), 5, 7
22 Титан Ti 2, 3, 4
23 Ванадий V 2, 3, 4, 5
24 Хром Cr 2, 3, 6
25 Марганец Mn 2, (3), 4, (6), 7
26 Железо Fe 2, 3, (4), (6)
27 Кобальт Co 2, 3, (4)
28 Никель Ni (1), 2, (3), (4)
29 Медь Сu 1, 2, (3)
31 Галлий Ga (2), 3
32 Германий Ge 2, 4
33 Мышьяк As (2), 3, 5
34 Селен Se 2, 4, 6
35 Бром Br 1, (3), (4), 5
36 Криптон Kr 2
40 Цирконий Zr (2), (3), 4
41 Ниобий Nb (2), 3, (4), 5
42 Молибден Mo (2), 3, (4), (5), 6
43 Технеций Tc 1, 4, 5, 6, 7
44 Рутений Ru (2), 3, 4, (6), (7), 8
45 Родий Rh (2), (3), 4, (6)
46 Палладий Pd 2, 4, (6)
47 Серебро Ag 1, (2), (3)
48 Кадмий Cd (1), 2
49 Индий In (1), (2), 3
50 Олово Sn 2, 4
51 Сурьма Sb 3, (4), 5
52 Теллур Te 2, 4, 6
53 Иод I 1, (3), (4), 5, 7
54 Ксенон Xe 1, 2, 4, 6, 8
58 Церий Ce 3, 4
59 Празеодим Pr 3
60 Неодим Nd 3, 4
61 Прометий Pm 3
62 Самарий Sm (2), 3
63 Европий Eu (2), 3
64 Гадолиний Gd 3
65 Тербий Tb 3, 4
66 Диспрозий Dy 3
67 Гольмий Ho 3
68 Эрбий Er 3
69 Тулий Tm (2), 3
70 Иттербий Yb (2), 3
71 Лютеций Lu 3
72 Гафний Hf 2, 3, 4
73 Тантал Ta (3), (4), 5
74 Вольфрам W (2), (3), (4), (5), 6
75 Рений Re (1), 2, (3), 4, (5), 6, 7
76 Осмий Os (2), 3, 4, 6, 8
77 Иридий Ir (1), (2), 3, 4, 6
78 Платина Pt (1), 2, (3), 4, 6
79 Золото Au (1), (2), 3
80 Ртуть Hg 1, 2
81 Таллий Tl 1, (2), 3
82 Свинец Pb 2, 4
83 Висмут Bi (1), (2), 3, (4), (5)
84 Полоний Po 2, 4, (6)
85 Астат At 1, (4), 5
86 Радон Rn 2, 4, 6
87 Франций Fr ?
88 Радий Ra 2
89 Актиний Ac 3
90 Торий Th 4
91 Протактиний Pa 3, 5
92 Уран U (2), 3, 4, (5), 6
93 Нептуний Np 2, 3, 4, 7
94 Плутоний Pu 2, 3, 4, 5, 6, (7)

В скобках указаны редко проявляемые значения стехиометрической валентности.

Стехиометрическая валентность химического элемента зависит от его положения в периодической системе. Высшая валентность химического элемента не может превышать номера группы короткой формы периодической системы, в которой этот элемент находится (медь Cu, серебро Ag и золото Au — исключения). Стехиометрическую валентность 8 могут проявлять рутений Ru, осмий Os и ксенон Xe. Низшая валентность равна разности (8 — N), где N — номер группы, в которой находится данный элемент. Валентность элементов по водороду имеет максимальное значение 4, которое достигается элементами IV группы периодической системы. Элементы V—VII групп в своих соединениях с водородом проявляют низшую валентность. В бинарных соединениях низшую валентность проявляет тот элемент, который находится в периодической таблице элементов правее или выше, а высшую валентность — элемент, расположенный левее или ниже. Например, в соединении с кислородом сера проявляет высшую валентность 6, соответственно формула оксида серы (серного ангидрида) SO3. Для неметаллов, как правило, для большей части соединений характерны две валентности — высшая и низшая. Так, сера имеет высшую валентность 6 и низшую (8 — 6) = 2; для фосфора характерны валентности 5 и (8 — 5) = 3.

Применение стехиометрической валентности[ | код]

Зная стехиометрические валентности элементов, входящих в состав химического соединения, можно составить его брутто-формулу. В простейшем случае бинарного соединения для этого используют правило, согласно которому суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента[7].

Алгоритм составления формулы бинарного химического соединения (на примере оксида 5-валентного фосфора):

 Действие   Результат 
 Написать символы элементов   P O
 Указать валентности элементов  P(5) O(2)
 Найти наименьшее общее кратное валентностей (НОК)   5 * 2 = 10
 Найти число атомов элементов делением НОК на валентности элементов  P: 10 / 5 = 2; O: 10 / 2 = 5 
 Записать формулу соединения  P2O5

Правила записи химических формул бинарных соединений:

  • Атом металла в формуле ставят на первое место.
  • Атом неметалла, проявляющий низшую валентность, ставят на второе место (название такого соединения оканчивается на «-ид»). Например, СаО — оксид кальция, NaCl — хлорид натрия, PbS — сульфид свинца.

Формулы более сложных химических соединений иногда можно формально разбить на бинарные составляющие и применить к этим частям правила составления химических формул бинарных соединений. Например, формулу сульфата калия K2SO4 можно записать как K2O•SO3, формулу карбоната натрия Na2CO3 как Na2O•CO2, а формулу магнетита Fe3O4 (или FeII(FeIIIO2)2{\displaystyle {\stackrel {II}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {III}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{2})_{2}}) можно представить в виде FeO•Fe2O3. Не все неорганические соединения, формулы которых можно построить по значениям формальной валентности входящих в них химических элементов, существуют в действительности[9]. С другой стороны, содержащие 2–3 элемента простые соединения с формулами, для которых правила формальной валентности не соблюдаются, среди неорганических соединений составляют меньшинство.

Дальнейшее развитие представлений о валентности[ | код]

Понятие о формальной валентности, весьма эффективное для простых химических соединений, становится малополезным для соединений более сложных, типа фаз внедрения[10], координационных соединений вроде карбонилов железа Fe(CO)5, Fe2(CO)9, Fe3(CO)12, или соединений, в которых одинаковые атомы соединяются друг с другом с образованием гомоцепей (ацетилениды, пероксиды, персульфиды и другие неорганические соединения, а также почти все органические соединения с двумя и более атомами углерода[11]). Для соединений с гомоцепями оказалось плодотворным представление о структурной валентности[12], используемое в классической теории химического строения А. М. Бутлерова.

Попытки придать понятиям формальной и структурной валентности содержательный смысл привели к появлению понятий ковалентность, спин-валентность, гетеровалентность, электрохимическая валентность (электровалентность, формальный заряд центрального атома (комплексообразователя) в сложном ионе, в т.ч. комплексном; а также эффективный заряд ядра атома), ионная валентность (окислительное число, степень окисления), зарядовое число, координационное число (см. статью «Валентность» и Степень окисления#Условность). В современной химии представления о валентности часто отождествляют с общим учением о химической связи[13].

Примечания[ | код]

  1. ↑ Гомоцепь представляет собой последовательность соединённых друг с другом атомов одного и тоже химического элемента. Так, молекулы S8 ромбической и моноклинной серы представляют собой замкнутые в цикл гомоцепи серы. Все органические соединения со связями углерод—углерод представляют собой гомоцепи.
  2. ↑ Неницеску К., Общая химия, 1968, с. 51.
  3. ↑ Мычко Д. И., Понятие «валентность», 2009, с. 6.
  4. ↑ Реми Г., Курс неорганической химии, т. 1, 1963, с. 29.
  5. ↑ Мычко Д. И., Понятие «валентность», 2009, с. 9.
  6. ↑ Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, 1973, с. 26.
  7. 1 2 Савельев Г.Г., Смолова Л.М., Общая химия, 2006, с. 19.
  8. ↑ Неницеску К., Общая химия, 1968.
  9. ↑ Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, 1973, с. 29.
  10. ↑ Примером может служить цементит Fe3C.
  11. ↑ Гомоцепи отсутствуют, например, в таких органических соединениях, как диметиловый эфир CH3—O—CH3 и метиловый эфир муравьиной кислоты HCO—O—CH3.
  12. ↑ Савельев Г.Г., Смолова Л.М., Общая химия, 2006, с. 22.
  13. ↑ Химическая энциклопедия, т. 1, 1988, с. 345.

Литература[ | код]

  • Мычко Д. И. Понятие «валентность» в методологическом и дидактическом аспектах (рус.) // Хімiя: праблемы выкладання. — 2009. — № 6. — P. 3—22.
  • Некрасов Б.В. Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Т. 1. — 656 с.
  • Неницеску К. Общая химия. — М.: Мир, 1968. — 816 с.
  • Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Изд-во иностранной лит-ры, 1963. — Т. 1. — 920 с.
  • Савельев Г.Г., Смолова Л. М. Общая химия. — Томск: Изд-во Томского политехнического университета, 2006. — 202 с.
  • Химическая энциклопедия / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А — Дарзана. — 624 с.

ru.wikibedia.ru

Валентность стехиометрическая Википедия

Вале́нтность стехиометри́ческая (форма́льная вале́нтность) химического элемента — целое число от 1 до 8, характеризующее данный элемент и помогающее составлению правильных химических формул простых соединений (дальтонидов без гомоцепей[1]) с участием этого элемента.

Историческая справка[ | ]

В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что атом одного химического элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т. д. атомами другого элемента, а на два атома одного элемента может приходиться нечётное число атомов другого химического элемента. Так, оксиды азота имеют формулы N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. После того, как были определены точные относительные веса атомов (Й. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число других атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, индивидуальной для каждого химического элемента . Например, атом фтора F может соединяться лишь с одним атомом водорода H, атом кислорода O — с двумя атомами H, атом азота N — с тремя атомами H, атом углерода С — с четырьмя атомами H, образуя соответственно соединения HF, H2O, NH3 и CH4 (элементы, каждый атом которых способен соединяться с пятью и более атомами H, химии неизвестны; см. степень окисления). Количественная характеристика способности атомов одного химического элемента соединяться с определённым числом атомов другого химического элемента была впоследствии названа валентностью (идея принадлежит Э. Франкленду, 1853[2]; термин ввёл в употребление немецкий химик К. Вихельхаус, 1868[3]). Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе химических элементов. Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам множества неорганических и простейших органических соединений.

Нахождение стехиометрической валентности[ | ]

Как и для любой другой измеримой величины, нахождение значения стехиометрической валентности основано на использовании эталона. Изначально в качестве единицы валентности была принята валентность водорода. Валентность химического элемента принималась равной числу атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает атом данного элемента в соединениях (валентность по водороду)[4]. Поскольку водород образует соединения не со всеми химическими элементами, были введены и другие вспомогательные эталоны валентности: валентность по фтору (стехиометрическая валентность фтора во всех его соединениях равна одной водородной единице валентности) и валентность по кислороду (стехиометрическая валентность кислорода в большинстве его соединений равна двум водородным единицам валентности). Валентность элементов, которые не соединяются с водородом, определяется из их соединений с теми элементами, валентность котор

ru-wiki.ru

Валентность формальная Википедия

Вале́нтность стехиометри́ческая (форма́льная вале́нтность) химического элемента — целое число от 1 до 8, характеризующее данный элемент и помогающее составлению правильных химических формул простых соединений (дальтонидов без гомоцепей[1]) с участием этого элемента.

Историческая справка[ | ]

В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что атом одного химического элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т. д. атомами другого элемента, а на два атома одного элемента может приходиться нечётное число атомов другого химического элемента. Так, оксиды азота имеют формулы N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. После того, как были определены точные относительные веса атомов (Й. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число других атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, индивидуальной для каждого химического элемента . Например, атом фтора F может соединяться лишь с одним атомом водорода H, атом кислорода O — с двумя атомами H, атом азота N — с тремя атомами H, атом углерода С — с четырьмя атомами H, образуя соответственно соединения HF, H2O, NH3 и CH4 (элементы, каждый атом которых способен соединяться с пятью и более атомами H, химии неизвестны; см. степень окисления). Количественная характеристика способности атомов одного химического элемента соединяться с определённым числом атомов другого химического элемента была впоследствии названа валентностью (идея принадлежит Э. Франкленду, 1853[2]; термин ввёл в употребление немецкий химик К. Вихельхаус, 1868[3]). Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе химических элементов. Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам множества неорганических и простейших органических соединений.

Нахождение стехиометрической валентности[ | ]

Как и для любой другой измеримой величины, нахождение значения стехиометрической валентности основано на использовании эталона. Изначально в качестве единицы валентности была принята валентность водорода. Валентность химического элемента принималась равной числу атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает атом данного элемента в соединениях (валентность по водороду)[4]. Поскольку водород образует соединения не со всеми химическими элементами, были введены и другие вспомогательные эталоны валентности: валентность по фтору (стехиометрическая валентность фтора во всех его соединениях равна одной водородной единице валентности) и валентность по кислороду (стехиометрическая валентность кислорода в большинстве его соединений равна двум водородным единицам валентности). Валентность элементов, которые не соединяются с водородом, определяется из их сое

ru-wiki.ru

Формальная валентность Википедия

Вале́нтность стехиометри́ческая (форма́льная вале́нтность) химического элемента — целое число от 1 до 8, характеризующее данный элемент и помогающее составлению правильных химических формул простых соединений (дальтонидов без гомоцепей[1]) с участием этого элемента.

Историческая справка[ | ]

В начале XIX века Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что атом одного химического элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т. д. атомами другого элемента, а на два атома одного элемента может приходиться нечётное число атомов другого химического элемента. Так, оксиды азота имеют формулы N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. После того, как были определены точные относительные веса атомов (Й. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число других атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, индивидуальной для каждого химического элемента . Например, атом фтора F может соединяться лишь с одним атомом водорода H, атом кислорода O — с двумя атомами H, атом азота N — с тремя атомами H, атом углерода С — с четырьмя атомами H, образуя соответственно соединения HF, H2O, NH3 и CH4 (элементы, каждый атом которых способен соединяться с пятью и более атомами H, химии неизвестны; см. степень окисления). Количественная характеристика способности атомов одного химического элемента соединяться с определённым числом атомов другого химического элемента была впоследствии названа валентностью (идея принадлежит Э. Франкленду, 1853[2]; термин ввёл в употребление немецкий химик К. Вихельхаус, 1868[3]). Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе химических элементов. Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам множества неорганических и простейших органических соединений.

Нахождение стехиометрической валентности[ | ]

Как и для любой другой измеримой величины, нахождение значения стехиометрической валентности основано на использовании эталона. Изначально в качестве единицы валентности была принята валентность водорода. Валентность химического элемента принималась равной числу атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает атом данного элемента в соединениях (валентность по водороду)[4]. Поскольку водород образует соединения не со всеми химическими элементами, были введены и другие вспомогательные эталоны валентности: валентность по фтору (стехиометрическая валентность фтора во всех его соединениях равна одной водородной единице валентности) и валентность по кислороду (стехиометрическая валентность кислорода в большинстве его соединений равна двум водородным единицам валентности). Валентность элементов, которые не соединяются с водородом, определяется из их соединений с теми элементами, валентность которых известна. Кис

ru-wiki.ru

Ответы@Mail.Ru: Что такое валентность?

Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся обобществленных электронных пар. Семиполярные и донорно-акцепторные (дативные) связи по своей сути являются "двойными" связями, поскольку при их образовании происходят оба процесса: перенос электрона (образование ионной связи) и обобществление электронов (образование ковалентной связи).

Проще говоря количество соединений между атомами

Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементо

Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Вале́нтность в синтаксисе — способность слов сочетаться с другими элементами. Термин заимствован из химии (ср. валентность (химия)) . Валентность слова определяется его лексическим значением, частью речи, к которой оно относится, а также грамматической формой. У глагола значением валентности является количество типов актантов, которые он может присоединить. Например, у безличного глагола светает валентность нулевая, у непереходного глагола спать валентность 1 (на подлежащее) , у глагола купить валентность 3 или 4 (кто, что, у кого; в ряде трактовок также — за сколько) . Термин «валентность» в лингвистике используется также для обозначения особенностей того или иного глагола вступать с зависимыми словами в определенную грамматическую связь. Так, например, у глагола покупать валентность на винительный падеж (покупать кого? что?) , а у глагола помогать — на дательный (помогать кому? чему?).

Валентность-способность эллектронов притягивать и притягиваться к другим эллектроном с помощью непарных эллектронов.

Как определить валентность вещества? Валентность - свойство атомов одного химического элемента присоединять определенное число атомов другого химического элемента. Есть элементы, которые имеют постоянную валентность: одновалентны (I) - H,Li, Na, K, Rb, Cs, F, I двухвалентны (II) - O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd трехвалентны (III) - B, Al Это нужно знать наизусть. Есть еще один способ: определять валентность можно по таблице Д. И. Менделеева. Все элементы в таблице разделены на подгруппы а) и б) . Активные металлы занимают только три первые группы. Металлы, которые стоят в первой а) группе имеют валентность I. Металлы, которые стоят во второй а) группе имеют валентность II. Есть металлы с переменной валентностью, тогда ее указывают в скобках, например, оксид железа (III). Это говорит нам о том, что железо - трехвалентно в данном соединении с кислородом. Неметаллы имеют две валентности и более (тогда она указывается в скобках) : низшую - вычисляют по формуле (8-Ь группы) , в которой находится элемент; высшую - равную номеру группы, в которой находится этот элемент. Номер группы указан вверху таблицы.

touch.otvet.mail.ru

Валентность ковалентность - Справочник химика 21

    В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]
    В. это способность атомов отдавать или присоединять определенное число электронов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, В. атомов определяется числом присоединенных или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями В. атомов определяется числом образовавшихся общих электронных пар. Однако в настоящее время весьма затруднительно найти меру для характеристики способности атома к образованию химической связи. Существуют количественные характеристики способности атомов соединяться друг с другом понятие валентности (ковалентности), понятие степени (состояния) окисления и понятие координационного числа. [c.29]

    Следовательно, с точки зрения спиновой теории валентности ковалентность азота и фосфора равна трем (3 неспаренных электрона), а с учетом донорно-акцепторного взаимодействия за счет неподеленной 5-пары ковалентность азота и фосфора достигает четырех, что реализуется, например, в катионах аммония и фосфония  [c.13]

    Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, различные авторы прибегают к разной терминологии для обозначения степени окисления и ее изменения у окислителя и восстановителя. Мы будем пользоваться понятием окислительное число (гл. III, 9). В дальнейшем для обозначения окислительного числа будем использовать сокращение о. ч. Введение представления об окислительном числе предотвратит встречающееся еще в литературе неверное определение окислительно-восстановительных реакций как таких, при которых меняется валентность (ковалентность) элементов (гл. III, 9). Приведенные ниже уравнения двух окислительно-восстановительных реакций противоречат такому утверждению [c.180]

    Современная теория химических связей рассматривает как крайние случаи — классические валентные, ковалентные и координационные связи. Переход от рас- [c.27]

    Порядок расположения цепей и звеньев в трехмерной решетке поддерживается силами трех типов. Вдоль ребер с действуют силы химических валентностей (ковалентные гликозидные связи). В направлении ребер а цепи сближены на достаточное для образования Н-связей расстояние (примерно 0,27 нм между атомами кислорода), а в направлении ребер А, где расстояние между гидроксилами соседних цепей больше (около 0,31 нм), действуют силы Ван-дер-Ваальса. [c.249]

    Электровалентность проявляется в чистой форме в соединениях наиболее контрастных по своей природе элементов, т. е. в соединениях наиболее резко выраженных металлов с наиболее резко выраженными металлоидами. При соединении же одинаковых атомов в наиболее чистой форме проявляется качественно иной вид валентности — ковалентность. [c.66]

    Из этого примера видно, что валентность (ковалентность) не имеет в данном случае, как и во многих других, ничего общего с окислительным числом окислительное число никеля в этом соединении равно О (соедине- [c.30]

    Из этого примера видно, что действительно валентность (ковалентность, связность) складывается из о- и я-связей (а в некоторых случаях и 6-связи). А так как и ст- и я-связи могут возникать не только вследствие до-норно-акцепторного и дативного взаимодействия, но и в порядке обычного спаривания одиночных 5-, р- и -электронов, то общее определение валентности (ковалентности, связности) данного атома в данном соединении таково валентность атома равна числу его неспаренных электронов, заполненных и вакантных орбиталей, принимающих участие в образовании химических связей в данном соединении. [c.31]

    Основная идея полимерной химии — это представление о линейной цепной молекуле, в которой атомы, составляющие основную цепь, соединены силами первичной валентности (ковалентными, ионными и т. д.). Ниже приведено несколько примеров  [c.16]

    Занятие 2. Химическая связь. Валентность. Ковалентная связь, ее сво -ства. Неполярная и полярная связь. Ионная связь. Определение дипольных моментов. Геометрическая /Тюрмула молекул. Расчет э г ективныу зарядов. Занятие 3. Донорно-акцепторняя, водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие. Метоп МО. [c.181]

    Валентность. Ковалентность атомов. Понятие валентности является одной из центральных концепций химии. Оно было введено в середине XIX века. Таблица Менделеева наглядно представляла связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе. Меделеев же ввел [c.117]

    Следует напомнить, что во всех этих соединениях углерод образует четыре полярные ковалентные связи и валентность (ковалентность) его равна четырем. Таким образом, степень окисления может численно не совпадать с валентностью и не определяет числа связей, образованных атомом элемента. Кроме того, необходимо подчеркнуть, что степень окисления — понятие формальное и не отражает истинного распределения заряда между атомами в молекуле. Так, в НС1 и в Na I степень окисления хлора принимается равной —1, тогда как эффективный заряд его атома в этих соединениях различен и не равен единице. [c.36]

    Таким образом, во всех рассмотренных структурах нельзя выделить обособленные молекулы в кристаллической решетке. Такие кристаллические решетки, в которых отсутствуют дискретные молекулы, называются координационными решетками. Для большинства неорганических веществ (более 95%) характерны именно координационные решетки. К ним относятся условно ионные , металлические и ковалентные решетки. К условно ионным решеткам принадлежит решетка хлорида натрия, металлическим — решетка натрия и ковалентным — решетки кремния и сульфида цинка. Это деление, основанное на преобладающем типе химической связи, условно. В реальных кристаллах сосуществуют различные типы химической связи, и можно рассматривать решетки ионно-ко-валентные, ковалентно-металлические и т. п. На рис. 5 для сравнения приведены элементарные ячейки м.о. 1екулярных решеток иода (а) и диоксида углерода (б). Их важнейшей особенностью в отличие от предыдущих типов кристаллов является то, что в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а молекулы. При этом расстояния между атомами в молекуле меньше, чем межмолекулярные расстояния в кристалле, в то время как в координационных решетках все расстояния одинаковы. Однако молекулярные решетки не характерны для твердых неорганических веществ. В неорганической х

www.chem21.info

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *