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 r2 r4 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.