Hvordan til at bestemme valens

Ordet "valens" latinske sprog ( «Valens») er oversat som "med den kraft." For første gang den nævnes i det tidlige 15. århundrede, men dens værdi ( "drug" eller "ekstrakt") havde intet at gøre med en moderne fortolkning. Grundlæggeren af denne begrebet valens er en berømt engelsk kemiker E. Frankland. Han i 1852 offentliggjorde en artikel, hvor der blev genfortolket alle teorier og antagelser, der eksisterede på det tidspunkt. Det var Eduardom Franklendom indført begrebet "forbindende kraft", som blev grundlaget for læren om valens, men svaret på spørgsmålet "Hvordan finder man en valens?" På det tidspunkt endnu ikke var blevet formuleret.

Yderligere rolle i udviklingen af teorien blev spillet af Friedrich August Kekule (1857), Archibald Scott Cooper (1858), A. M. Butlerova (1861), A. von Hoffmann (1865). I 1866, F. A. Kekule i hans lærebog citeret stereokemiske model kemiske molekyler med carbonatomet tetraedrisk konfiguration i form af tegninger, der blev klart hvordan man bestemmer valensen, fx carbon.

Fundamentals af moderne teori om kemisk binding er den kvantemekaniske ydeevne, der viser, at den samlede elektronpar dannet ved vekselvirkning mellem to atomer. Atomer med uparrede elektroner med parallelle spins, frastøde og antiparallel stand til at danne en fælles elektronpar. Den kemiske binding dannet mellem to atomer, når de nærmer, er delvist dækket med elektron skyer. Som følge heraf mellem de to kerner er dannet tæthed af elektrisk ladning, som er tiltrukket til det positivt ladede kerne og dannede molekyle. Sådan gengivelse af mekanismen for interaktion af forskellige atomer ligger til grund for kemisk binding teori metode eller en valensbinding. Så jo, hvordan man kan bestemme valens af? Det er nødvendigt at bestemme antallet af bindinger, som et atom kan danne. Ellers kan du sige, at du har brug for at finde nummeret af valens elektroner.

Hvis vi bruger det periodiske system, er det let at forstå, hvordan man bestemme valensen af elementet i forhold til antallet af elektroner i den ydre skal af et atom. De kaldes valens. Alle elementer i hver gruppe (arrangeret i kolonner) i de ydre skaller har det samme antal elektroner. I den første gruppe af elementer (H, Li, Na, K og andre) har en valenselektron. Den anden (Be, Mg, Ca, Sr, og så videre) - to. En tredje (B, Al, Ga, etc.) - for tre. I den fjerde (C, Si, Ge, etc.) - fire valenselektroner. I den femte gruppe element (N, P, As, etc.) af fem valenselektroner. Du kan fortsætte på, fordi det er indlysende, at antallet af elektroner i den ydre skal af elektroner skyen vil være lig med det periodiske system gruppenummer. Men dette gælder for de første tre grupper af syv perioder og deres ulige og lige rækker (perioder arrangeret i rækker og rækker i tabellen). Da den fjerde periode og den fjerde gruppe (fx Ti, Zr, Hf, Ku) sideelementer af undergrupper, der er i lige rækker er på den ydre skal af antallet af elektroner, bortset gruppenummeret.

Begrebet "valens" al denne tid har undergået væsentlige ændringer. Der er i øjeblikket ingen standardiseret eller dens videnskabelige fortolkning. Derfor er evnen til at besvare spørgsmålet "Hvordan til at bestemme valens?" Normalt bruges til metodiske formål. Valence antages evne atomer indgår reaktion med molekylet til dannelse af kemiske bindinger kaldet kovalent. Derfor valens kan kun udtrykkes ved et heltal.

For eksempel, hvordan at bestemme valensen af svovlatomet i forbindelser, såsom hydrogensulfid eller svovlsyre. Til et molekyle, hvor et svovlatom er bundet til to hydrogenatomer, valensen af svovlet vil til brint være lig med to. I et molekyle af svovlsyre dens valens af oxygen er seks. Og i virkeligheden, i begge tilfælde valensen numerisk falder sammen med den absolutte værdi af graden af oxidation af svovlatomet i disse molekyler. Som H2S molekyle dens grad af oxidation vil -2 (eftersom elektrontætheden af formationen forskydes grund til svovlatomet, der er mere elektronegative). I molekylet H2SO4 oxidation antal svovlatomer er lig med seks (eftersom elektrontætheden er forskudt til et mere elektronegativt oxygenatom).