Vegyérték

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2022. szeptember 29-én felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzéshez 1 szerkesztés szükséges .

Valencia (a latin  valēns  "erősséggel rendelkező" szóból) - az atomok azon képessége, hogy bizonyos számú kémiai kötést hozzon létre, amelyet egy atom hoz létre, vagy azon atomok száma, amelyek egy adott elem atomját hozzákapcsolhatják vagy helyettesíthetik.

A "valencia" fogalmának története

A vegyérték kifejezés etimológiája 1424-re vezethető vissza, amikor a tudományos szövegekben „ kivonat ”, „ gyógyszer ” jelentésben kezdték használni. A modern definíción belüli használatot 1884-ben jegyezték fel ( németül: Valenz ) [1] . 1789-ben William Higgins publikált egy tanulmányt, amelyben az anyag legkisebb részecskéi közötti kötések létezését javasolta [2] .  

A vegyértékjelenség pontos és később teljesen megerősített megértését azonban Edward Frankland kémikus javasolta 1852-ben egy munkájában, amelyben összegyűjtötte és újragondolta a témával kapcsolatban akkoriban létező összes elméletet és feltevést [3] . Megfigyelve a különböző fémek telítési képességét, és összehasonlítva a fémek szerves származékainak összetételét a szervetlen vegyületek összetételével, Frankland bevezette a „kötőerő ” ( kötősúly ) fogalmát, ezzel megalapozva a vegyérték doktrínáját. Bár Frankland bizonyos törvényeket hozott létre, elképzeléseit nem fejlesztették ki.

Friedrich August Kekule meghatározó szerepet játszott a vegyértékelmélet megalkotásában . 1857-ben kimutatta, hogy a szén négybázisú (négyatomos) elem, legegyszerűbb vegyülete pedig a metán CH 4 . Az atomok vegyértékével kapcsolatos elképzelései igazságában bízva Kekule bevezette őket szerves kémia tankönyvébe: a szerző szerint az alaposság az atom alapvető tulajdonsága, olyan állandó és változatlan tulajdonság, mint az atomsúly . 1858-ban Archibald Scott Cooper " On a New Chemical Theory " című cikkében olyan nézeteket fogalmaztak meg, amelyek szinte egybeesnek Kekule nézeteivel .

Három évvel később, 1861 szeptemberében A. M. Butlerov megtette a legfontosabb kiegészítéseket a vegyértékelmélethez. Világos különbséget tett a szabad atom és egy olyan atom között, amely egyesült egy másikkal, amikor az affinitása " megköt és új formába megy át ". Butlerov bevezette az affinitási erők használatának teljességének és az " affinitási feszültségnek " a koncepcióját, vagyis a kötések energia-nem egyenértékűségét, amely a molekulában lévő atomok kölcsönös hatásának köszönhető. Ennek a kölcsönös befolyásnak köszönhetően az atomok szerkezeti környezetüktől függően eltérő „kémiai jelentést ” kapnak. Butlerov elmélete lehetővé tette számos kísérleti tény megmagyarázását a szerves vegyületek izomériájával és reakciókészségével kapcsolatban.

A vegyértékelmélet óriási előnye a molekula vizuális ábrázolásának lehetősége volt. Az 1860-as években jelentek meg az első molekuláris modellek . A. Brown már 1864-ben javasolta az atomok közötti kémiai kötést jelző vonalakkal összekapcsolt körök formájában lévő szerkezeti képletek használatát, amelyekben az elemek szimbólumai vannak elhelyezve; a vonalak száma megfelelt az atom vegyértékének. 1865-ben A. von Hoffmann bemutatta az első labda-bot modelleket, amelyekben a krokettgolyók az atomok szerepét játszották. 1866-ban Kekule tankönyvében megjelentek a sztereokémiai modellek rajzai , amelyekben a szénatom tetraéderes konfigurációjú volt.

Kezdetben a hidrogénatom vegyértékét vették vegyértékegységnek. Egy másik elem vegyértéke ebben az esetben kifejezhető azon hidrogénatomok számával, amelyek magához kapcsolódnak, vagy ennek a másik elemnek egy atomját helyettesítik. Az így meghatározott vegyértéket hidrogénvegyületekben vegyértéknek vagy hidrogén vegyértéknek nevezzük : például a HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 vegyületekben a klór hidrogén vegyértéke egy, az oxigén kettő, a nitrogén három, szén négy.

Az oxigén vegyértéke általában kettő. Ezért egy adott elem oxigénvegyületének összetételének vagy képletének ismeretében meg lehet határozni annak vegyértékét, mint az oxigénatomok számának kétszerese, amelyhez az elem egy atomja hozzá tud kapcsolódni. Az így meghatározott vegyértéket az elem vegyértékének az oxigénvegyületekben vagy az oxigén vegyértékének nevezzük: például a K 2 O, CO, N 2 O 3 , SiO 2 , SO 3 vegyületeknél a kálium oxigén vegyértékének. egy, szén - kettő, nitrogén - három, szilícium - négy, kén - hat.

A legtöbb elemnél a hidrogén- és oxigénvegyületek vegyértékei eltérőek: például a kén vegyértéke a hidrogénben kettő (H 2 S), az oxigénben pedig hat (SO 3 ). Ezenkívül a legtöbb elem különböző vegyértékeket mutat különböző vegyületeiben [egyes elemek nem tartalmazhatnak sem hidrideket, sem oxidokat]. Például a szén az oxigénnel két oxidot képez: szén-monoxid CO és szén-dioxid CO 2 . A szén-monoxidban a szén vegyértéke kettő, a dioxidban pedig négy (egyes elemek peroxidok képzésére is képesek ). A vizsgált példákból az következik, hogy általában lehetetlen egy elem vegyértékét egyetlen számmal és/vagy módszerrel jellemezni.

A vegyérték modern fogalmai

A kémiai kötés elméletének megjelenése óta a "valencia" fogalma jelentős fejlődésen ment keresztül. Jelenleg nincs szigorú tudományos értelmezése, ezért szinte teljesen kiszorul a tudományos szókincsből, és elsősorban módszertani célokat szolgál.

Alapvetően a kémiai elemek vegyértékén általában szabad atomjaik azon képességét értik (szűkebb értelemben a képességének mértéke), hogy bizonyos számú kovalens kötést hoznak létre . A kovalens kötést tartalmazó vegyületekben az atomok vegyértékét a kialakult kételektronos kétközpontú kötések száma határozza meg. Ez a W. Heitler és F. London által 1927 -ben javasolt lokalizált vegyértékkötés elméletében alkalmazott megközelítés . Nyilvánvaló, hogy ha egy atomnak n párosítatlan elektronja és m meg nem osztott elektronpárja van, akkor ez az atom n + m kovalens kötést tud kialakítani más atomokkal [4] . A maximális vegyérték értékelésénél egy hipotetikus, ún. „izgatott” (valencia) állapot. Például egy bór-, szén- és nitrogénatom maximális vegyértéke 4 (például [BF 4 ] - , CH 4 és [NH 4 ] + esetén), foszfor - 5 (PCl 5 ), kén - 6 (H) 2 SO 4 ), klór - 7 (Cl 2 O 7 ). Az atom által alkotható kötések száma megegyezik a párosítatlan elektronjainak számával, amelyek közös elektronpárokat (molekuláris kételektronos felhőket) alkotnak. Kovalens kötés a donor-akceptor mechanizmussal is kialakítható . A kialakult kötések polaritását mindkét esetben nem veszik figyelembe , ezért a vegyértéknek nincs előjele - nem lehet sem pozitív, sem negatív, ellentétben az oxidációs állapottal (N 2 , NO 2 , NH 3 és [NH ) 4 ] + ).

A hidrogén és oxigén vegyértéke mellett egy adott elem atomjainak egymással vagy más elemek atomjaival való egyesülési képessége bizonyos esetekben más módon is kifejezhető [gyakran és azonosítható]: például az oxidációval . egy elem állapota (az atom feltételes töltése, feltételezve, hogy az anyag ionokból áll), kovalencia (egy adott elem atomja által létrehozott kémiai kötések száma, beleértve az azonos nevű elemet is; lásd alább) , egy atom koordinációs száma (az adott atomot közvetlenül körülvevő atomok száma), stb. Ezek a jellemzők lehetnek közeliek, sőt mennyiségileg egybe is eshetnek, de semmiképpen sem azonosak egymással [5] . Például a nitrogén N 2 izoelektronikus molekuláiban a szén-monoxid CO és a cianidion CN - hármas kötés jön létre (azaz az egyes atomok vegyértéke 3), azonban az elemek oxidációs állapota, ill. 0, +2, -2, +3 és -3. Az etánmolekulában (lásd az ábrát) a szén négy vegyértékű, mint a legtöbb szerves vegyületben, míg az oxidációs állapot -3.

Ez különösen igaz a delokalizált kémiai kötésekkel rendelkező molekulákra; például a salétromsavban a nitrogén oxidációs állapota +5, míg a nitrogén vegyértéke nem lehet nagyobb 4-nél. Sok iskolai tankönyvből ismert szabály - "Egy elem maximális vegyértéke számszerűen megegyezik a Periódusos rendszer" - kizárólag az oxidációs állapotra vonatkozik. Az „állandó vegyérték” és „változó vegyérték” kifejezések is túlnyomórészt az oxidációs állapotra utalnak.

A szemipoláris és donor-akceptor (datív) kötések lényegében "kettős" kötések, hiszen kialakulásuk során mindkét folyamat végbemegy: az elektrontranszfer (ionos kötés kialakulása) és az elektronok szocializációja (kovalens kötés kialakulása).

A vegyérték fogalma nem nagyon használható olyan esetekben, amikor lehetetlen a kételektronos kétközpontú kötések modelljének alkalmazása [6]  - nem beszélhetünk elemek vegyértékéről olyan vegyületekben, ahol nincs kovalens kötés (gyakrabban ilyenkor helyesebb oxidációs állapotról beszélni ). A vegyérték fogalma nem alkalmazható klasztervegyületek , bórhidridek , karboránok , π-komplexek, nemesgázvegyületek és sok más leírására. Például a koronaéterekkel alkotott komplexekben lévő alkálifém- kationok vegyértéke sokkal magasabb, mint az oxidációs állapotuk.

Helytelen lenne vegyértéket használni az ionos kristályszerkezetű vegyületek leírására. Tehát a nátrium -klorid NaCl kristályában minden Na + vagy Cl - ionra  - az egységcella középpontja - a szomszédos ionok valós száma - a koordinációs szám  - 6, az oxidációs állapot pedig +1 és -1, illetőleg. Egyáltalán nincsenek lokalizált elektronpárok.

A modern kémiában aktívan használják a molekuláris pályák módszerét , amelyben az atom vegyértéke fogalmának nincsenek analógjai. Mindeközben a kémiai kötés többszörösének fogalma áll a legközelebb a kialakult kötések számának jellemzőjéhez. Egyetlen kötés azonosítása kételektronos molekulapályával csak korlátozott, lokalizált esetben lehetséges [5] . A kvantumkémiában nincs analógja a vegyérték fogalmának, mint egy molekulában lévő atom jellemzőjének, és a használt spin-valencia fogalma egy izolált atomra vonatkozik [7] .

Egy elem kovalenciáját (az elemek vegyértékképességének mértéke; telítési kapacitás) a párosítatlan elektronok [valenciaelektronpárok [8] ] száma határozza meg mind az atom normál, mind gerjesztett állapotában, vagy egyéb szavakkal, az atom által alkotott kovalens kötések száma (szén 2s 2 2p 2 II-kovalens, és gerjesztett állapotban C * 2s 1 2p 3  - IV-kovalens; így CO-ban és CO 2 -ben a vegyérték II vagy IV, és a kovalencia II és /vagy IV). Így az N 2 , NH 3 , Al≡N és a ciánamid Ca=NC≡N molekulákban a nitrogén kovalensége három, a H 2 O és CO 2 molekulákban az oxigén kovalensége  kettő, a szén kovalenciája a molekulák CH 4 , CO 2 és a kristály C (gyémánt) - négy.

A klasszikus és/vagy posztkvantumkémiai ábrázolásban a kétatomos molekulák elektronabszorpciós spektrumaiból meghatározható az optikai (valencia) elektronok száma adott gerjesztési energiánál [9] . E módszer szerint a korrelációs egyenes/egyenesek meredekségének tangensének reciproka (a molekuláris elektronikai tagok releváns értékeihez, amelyeket az atomi tagok relatív összegei képeznek) megfelel a párok számának. vegyértékelektronok, vagyis a klasszikus értelemben vett vegyérték [10] .

Egy adott vegyület [sztöchiometrikus] vegyértéke, atomjainak moláris tömege és ekvivalens tömege között egyszerű összefüggés van, amely közvetlenül következik az atomelméletből és az " ekvivalens tömeg " definíciójából.

Egy elem sztöchiometrikus vegyértéke [számítva] egy adott vegyületben [11] egyenlő az atomjainak molekulatömegével (g/mol-ban) osztvaaz elem ekvivalens tömegével (g/mol-ban):

V - Sztöchiometrikus vegyérték
M - Molekulatömeg (g / mol)
E - Egyenértékű tömeg (g / mol)
Tehát a szén sztöchiometrikus vegyértéke CO 12-ben (g / mol) / 6 (g / mol) \u003d 2 és CO 2 12 /3 = 4 .

A szervetlen kémiában sok esetben az elem vegyértékének fogalma veszít bizonyosságából: ez az érték a vegyület kémiai szerkezetének ismeretétől függ, sok esetben nagyobb is lehet, mint a csoportszám ( PSCE táblázatok ). A szervetlen kémiában általában az oxidációs állapot fogalmát , a szerves kémiában  pedig a vegyérték fogalmát használják , mivel a legtöbb szervetlen anyag nem molekuláris szerkezetű, a szerves anyagok pedig molekuláris szerkezetűek. E két fogalom azonosítása még akkor sem lehetséges, ha számszerűen egybeesik. A " valenciaelektronok " kifejezést is széles körben használják, vagyis az atommaghoz leggyengébb kapcsolatban álló elektronok, leggyakrabban a külső elektronok.

Az elemek vegyértéke szerint összeállíthatók a vegyületek valódi képletei , és fordítva, a valódi képletek alapján meg lehet határozni ezekben a vegyületekben az elemek vegyértékeit . Ebben az esetben be kell tartani azt az elvet, hogy az egyik elem vegyértékének szorzata az atomok számával egyenlő a második elem vegyértékének szorzatával az atomok számával . Tehát a nitrogén-monoxid (III) képletének összeállításához azt az elemek vegyértékjelének tetejére kell írni . Ha meghatároztuk a legkisebb közös többszöröst, és elosztjuk a megfelelő vegyértékekkel, megkapjuk a nitrogén és az oxigén atomarányát, nevezetesen 2:3. Ezért a nitrogén-monoxid (III) képlete . A vegyérték meghatározásához ugyanígy járjon el fordított irányban.

Jegyzetek

  1. ↑ Valence archiválva : 2009. június 24. a Wayback Machine  - Online Etimológiai szótárban.
  2. ↑ Partington, JR A kémia rövid története . - Dover Publications, Inc, 1989. - ISBN 0-486-65977-1 .  
  3. ↑ Frankland E. A fémeket tartalmazó szerves testek új sorozatáról. // Phil. Trans. 1852. évf. 142. P. 417-444.
  4. ↑ Szervetlen kémia / B. D. Stepin, A. A. Cvetkov; Szerk. B. D. Stepina. - M .: Magasabb. iskola., 1994. - S. 71-72
  5. ↑ 1 2 Az atomok vegyértéke molekulákban / Korolkov D.V. A szervetlen kémia alapjai. - M .: Oktatás, 1982. - S. 126
  6. ↑ A vegyértéktan kidolgozása. Szerk. Kuznetsova V.I.M.: Kémia, 1977. 19. o.
  7. ↑ Tatevskiy V. M. Kvantummechanika és a molekulaszerkezet elmélete. M.: Moszkvai Állami Egyetem Kiadója, 1965. 3. fejezet.
  8. ↑ a donor-akceptor kötésben is
  9. ↑ Serov N.V. Egyszerű molekulák elektronikus kifejezései // Optika és spektroszkópia, 1984, V.56, 3. szám, p. 390-406.
  10. ↑ Ionov SP és Kuznetsov NT gerjesztett és ionizált, valamint a H2 állapotai a szerkezeti termodinamikai modellben// Russian Journal of Inorganic Chemistry Vol. 50, sz. 2, 2005. február, pp. 233-237
  11. ↑ Feltételezve, hogy a vegyérték ismeretlen, de a vegyület molekulatömege és ekvivalens tömege ismert.

Lásd még

Linkek

Irodalom


  Ugrás a Wikidata elemre  Szótárak és enciklopédiák