Valence (chemie) - Valence (chemistry)

v chemie, mocenství nebo mocenství z živel je míra jeho kombinující kapacity s jinými atomy, když se tvoří chemické sloučeniny nebo molekuly.

Popis

Kombinovaná kapacita neboli afinita atomu daného prvku je dána počtem atomů vodíku, s nimiž se kombinuje. v metan uhlík má valenci 4; v amoniak, dusík má valenci 3; ve vodě má kyslík valenci 2; a v chlorovodíku má chlor valenci 1. Chlor, protože má valenci jedné, může být nahrazen vodíkem. Fosfor má valenci 5 palců chlorid fosforečný, PCl₅. Valenční diagramy sloučeniny představují konektivitu prvků, přičemž čáry nakreslené mezi dvěma prvky, někdy nazývané vazby, představují nasycenou valenci pro každý prvek.^[1] Dvě tabulky níže ukazují některé příklady různých sloučenin, jejich valenční diagramy a valence pro každý prvek sloučeniny.

Sloučenina	H2 Vodík	CH4 Metan	C3H8 Propan	C2H2 Acetylén
Diagram
Valence	Vodík: 1	Uhlík: 4 Vodík: 1	Uhlík: 4 Vodík: 1	Uhlík: 4 Vodík: 1

Sloučenina	NH3 Amoniak	NaCN Kyanid sodný	H2S Sirovodík	H2TAK4 Kyselina sírová	Cl2Ó7 Dichlorin heptoxid
Diagram
Valence	Dusík: 3 Vodík: 1	Sodík: 1 Uhlík: 4 Dusík: 3	Síra: 2 Vodík: 1	Síra: 6 Kyslík: 2 Vodík: 1	Chlor: 7 Kyslík: 2

Moderní definice

Valence je definována IUPAC tak jako:^[2]

Maximální počet jednomocných atomů (původně atomů vodíku nebo chloru), které se mohou kombinovat s atomem uvažovaného prvku nebo s fragmentem, nebo za který lze atom tohoto prvku nahradit.

Alternativní moderní popis je:^[3]

Počet atomů vodíku, které se mohou kombinovat s prvkem v binárním hydridu, nebo dvojnásobný počet atomů kyslíku, které se kombinují s prvkem v jeho oxidu nebo oxidech.

Tato definice se liší od definice IUPAC, protože lze říci, že prvek má více než jednu valenci.

Velmi podobná moderní definice uvedená v nedávném článku definuje valenci konkrétního atomu v molekule jako „počet elektronů, které atom používá ve vazbě“, se dvěma ekvivalentními vzorci pro výpočet valence:^[4]

valence = počet elektronů ve valenčním plášti volného atomu – počet nevázaných elektronů na atomu v molekule,

a

valence = počet dluhopisů + formální poplatek.

Historický vývoj

The etymologie slov mocenství (množný valence ) a mocenství (množný valence ) sahá až do roku 1425, což z latiny znamená „extrakt, příprava“ valentia „síla, kapacita“, z dřívějšího chrabrost „hodnota, hodnota“ a chemický význam odkazující na „kombinující sílu prvku“ je zaznamenán od roku 1884, z němčiny Valenz.^[5]

William Higgins „kombinace konečných částic (1789)

Koncept valence byl vyvinut ve druhé polovině 19. století a pomohl úspěšně vysvětlit molekulární strukturu anorganických a organických sloučenin.^[1]Hledání základních příčin valence vedlo k moderním teoriím chemických vazeb, včetně kubický atom (1902), Lewisovy struktury (1916), teorie valenčních vazeb (1927), molekulární orbitaly (1928), teorie odpuzování elektronových párů valenčním pláštěm (1958) a všechny pokročilé metody kvantová chemie.

V roce 1789 William Higgins zveřejnil názory na to, co nazval kombinací „konečných“ částic, což předznamenalo koncept valenční obligace.^[6] Pokud by například podle Higginsa byla síla mezi konečnou částicemi kyslíku a konečnými částicemi dusíku 6, pak by se síla síly dělila odpovídajícím způsobem a podobně pro ostatní kombinace konečných částic (viz obrázek) .

Přesný počátek teorie chemických valencí lze vysledovat v článku z roku 1852 Edward Frankland, ve kterém kombinoval starší radikální teorie s myšlenkami na chemická afinita ukázat, že některé prvky mají tendenci kombinovat s jinými prvky za vzniku sloučenin obsahujících 3, tj. ve 3-atomových skupinách (např. NO₃, NH₃, NI₃atd.) nebo 5, tj. ve skupinách s 5 atomy (např. NO₅, NH₄O, PO₅atd.), ekvivalenty připojených prvků. Podle něj je to způsob, jakým jsou jejich spřízněnosti nejlépe uspokojeny, a podle těchto příkladů a postulátů prohlašuje, jak je zřejmé, že^[7]

Převládá tendence nebo zákon (zde) a že bez ohledu na to, jaké znaky mohou být spojující atomy, kombinující sílu přitahujícího prvku, pokud mohu dovolit tento termín, je vždy uspokojen stejným počtem těchto atomů.

Tato „kombinovaná síla“ byla poté povolána kvantivalence nebo valence (a valence americkými chemiky).^[6] V roce 1857 August Kekulé navrhl pevné valence pro mnoho prvků, například 4 pro uhlík, a použil je k navrhování strukturní vzorce pro mnoho organický molekuly, které jsou dodnes přijímány.

Většina chemiků z 19. století definovala valenci prvku jako počet jeho vazeb, aniž by rozlišovala různé typy valence nebo vazby. Avšak v roce 1893 Alfred Werner popsáno přechodový kov koordinační komplexy jako je [Co (NH₃)₆] Cl₃, ve kterém rozlišoval ředitel školy a dceřiná společnost valences (německy: „Hauptvalenz“ a „Nebenvalenz“), které odpovídají moderním konceptům oxidační stav a koordinační číslo resp.

Pro prvky hlavní skupiny, v roce 1904 Richard Abegg považováno pozitivní a negativní valence (maximální a minimální oxidační stavy) a navrhované Abeggovo pravidlo v tom smyslu, že jejich rozdíl je často 8.

Elektrony a valence

The Rutherfordův model jaderného atomu (1911) ukázalo, že vnější část atomu je obsazena elektrony, což naznačuje, že elektrony jsou zodpovědné za interakci atomů a tvorbu chemických vazeb. V roce 1916 Gilbert N. Lewis vysvětlil valenci a chemickou vazbu ve smyslu tendence atomů (hlavní skupiny) dosáhnout a stabilní oktet 8 elektronů valenční skořápky. Podle Lewise, kovalentní vazba vede k oktetům sdílením elektronů a iontová vazba vede k oktetům přenosem elektronů z jednoho atomu na druhý. Termín kovalence se připisuje Irving Langmuir, který v roce 1919 uvedl, že "počet párů elektrony který kterýkoli daný atom sdílí se sousedními atomy, se nazývá kovalence tohoto atomu ".^[8] Předpona spolu- znamená „společně“, takže kovalentní vazba znamená, že atomy sdílejí valenci. Následně je nyní běžnější hovořit kovalentní vazby spíše než mocenství, který se při práci na vyšší úrovni přestal používat z pokroku v teorii chemických vazeb, ale stále je široce používán v elementárních studiích, kde poskytuje heuristický úvod do předmětu.

Ve 30. letech Linus Pauling navrhl, aby existovaly také polární kovalentní vazby, které jsou mezi kovalentním a iontovým prostředkem a že stupeň iontového charakteru závisí na rozdílu elektronegativita dvou vázaných atomů.

Pauling také uvažoval hypervalentní molekuly, ve kterém prvky hlavní skupiny mají zjevné valence větší než maximum 4 povolené pravidlem oktetu. Například v fluorid sírový molekula (SF₆), Pauling se domníval, že síra tvoří 6 skutečných dvou elektronových vazeb pomocí sp³d² hybridní atomové orbitaly, které kombinují jeden s, tři p a dva d orbitaly. Nedávno však kvantově-mechanické výpočty na této a podobných molekulách ukázaly, že role d orbitalů ve vazbě je minimální a že SF₆ Molekula by měla být popsána jako mající 6 polárních kovalentních (částečně iontových) vazeb vytvořených pouze ze čtyř orbitalů na síře (jeden s a tři p) v souladu s pravidlem oktetu, spolu se šesti orbitaly na fluorech.^[9] Podobné výpočty molekul přechodného kovu ukazují, že role p orbitalů je malá, takže k popisu vazby postačuje jeden s a pět d orbitalů na kovu.^[10]

Společné valence

Pro prvky v hlavní skupiny z periodická tabulka, valence se může pohybovat mezi 1 a 7.

Mnoho prvků má společnou valenci související s jejich pozicí v periodické tabulce a dnes je to racionalizováno oktetové pravidlo.Řecko / latinsky číselné předpony (mono- / uni-, di- / bi-, tri- / ter- atd.) se používají k popisu iontů ve stavech náboje 1, 2, 3 atd. Polyvalence nebo multivalence odkazuje na druh které nejsou omezeny na určitý počet valencí vazby. Druhy s jediným nábojem jsou jednomocné (jednomocné). Například Čs⁺ kation je jednomocný nebo jednomocný kation, zatímco Ca²⁺ kation je dvojmocný kation a Fe³⁺ kation je trojmocný kation. Na rozdíl od Cs a Ca může Fe také existovat v jiných stavech náboje, zejména 2+ a 4+, a je tedy známé jako multivalentní (polyvalentní) ion.^[11] Přechodné kovy a kovy vpravo jsou obvykle multivalentní, ale neexistuje žádný jednoduchý vzor předpovídající jejich valenci.^[12]

† Stejná adjektiva se také používají v medicíně pro označení valence vakcín, s malým rozdílem, že v druhém smyslu, quadri- je častější než tetra-.

‡ Jak dokládá počet zásahů ve vyhledávání na webu Google a ve vyhledávacích korpusech Knih Google (přístup 2017).

§ Ve velkých korpusech v angličtině lze najít několik dalších forem (například * quintavalent, * quintivalent, * decivalent), ale nejedná se o konvenčně stanovené formy v angličtině, a proto se nezadávají do hlavních slovníků.

Valenční versus oxidační stav

Kvůli nejednoznačnosti pojmu valence^[13] jiné notace jsou aktuálně preferovány. Kromě systému oxidační čísla jak se používá v Skladová nomenklatura pro koordinační sloučeniny,^[14] a lambda notace, jak se používá v IUPAC nomenklatura anorganické chemie,^[15] oxidační stav je jasnější indikace elektronického stavu atomů v molekule.

The oxidace stav atomu v molekule udává počet valenční elektrony získal nebo prohrál.^[16] Na rozdíl od valenčního čísla může být oxidační stav pozitivní (pro elektropozitivní atom) nebo negativní (pro elektronegativní atom).

Prvky ve vysoce oxidačním stavu mohou mít valenci vyšší než čtyři. Například v chloristany, chlor má sedm valenčních vazeb; ruthenium, v +8 oxidačním stavu v oxid ruthenitý, má osm valenčních vazeb.

Příklady

* Univalentní chloristanový ion (ClO⁻
₄) má valenci 1.
** Oxid železa se objeví v a Krystalická struktura, takže nelze identifikovat žádnou typickou molekulu.
 V oxidu železnatém má Fe oxidační číslo II, v oxidu železnatém oxidační číslo III.

Valence se mohou také lišit od absolutních hodnot oxidačních stavů kvůli odlišné polaritě vazeb. Například v dichlormethan, CH₂Cl₂, uhlík má valenci 4, ale oxidační stav 0.

Definice „maximálního počtu dluhopisů“

Frankland zastával názor, že valence (použil termín „atomicita“) prvku byla jedna hodnota, která odpovídala maximální pozorované hodnotě. Počet nevyužitých valencí na atomech toho, co se nyní nazývá p-blok prvků je obecně vyrovnaný a Frankland navrhl, aby se nevyužité valence navzájem nasycovaly. Například dusík má maximální valenci 5, při tvorbě amoniaku zůstávají dvě valence nepřipojené; síra má maximální valenci 6, při tvorbě sirovodíku zůstávají čtyři valence nepřipojené.^[17][18]

The Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii (IUPAC) se několikrát pokusil dospět k jednoznačné definici valence. Aktuální verze přijatá v roce 1994:^[19]

Maximální počet jednomocných atomů (původně atomů vodíku nebo chloru), které se mohou kombinovat s atomem uvažovaného prvku nebo s fragmentem, nebo za který lze atom tohoto prvku nahradit.^[2]

Vodík a chlór byly původně používány jako příklady jednomocných atomů, kvůli jejich povaze tvoří pouze jednu jednoduchou vazbu. Vodík má jen jeden valenční elektron a může tvořit pouze jednu vazbu s atomem, který je neúplný vnější schránka. Chlór má sedm valenční elektrony a může tvořit pouze jednu vazbu s atomem, který daruje a valenční elektron k dokončení vnějšího pláště chloru. Chlór však může mít také oxidační stavy od +1 do +7 a darováním může vytvořit více než jednu vazbu valenční elektrony.

Vodík má pouze jeden valenční elektron, ale může vytvářet vazby s více než jedním atomem. V bifluorid ion ([HF
₂]⁻
), například tvoří a třícentrální čtyř elektronová vazba se dvěma atomy fluoru:

[F – H F^– ↔ F.^– H – F]

Dalším příkladem je Třícentrální vazba se dvěma elektrony v diboran (B₂H₆).

Maximální valence prvků

Maximální valence pro prvky jsou založeny na datech z seznam oxidačních stavů prvků.

Maximální valence prvků
	1	2	3		4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Skupina  →
↓ Doba
1	1 H																		2 On
2	3 Li	4 Být												5 B	6 C	7 N	8 Ó	9 F	10 Ne
3	11 Na	12 Mg												13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
4	19 K.	20 Ca.	21 Sc		22 Ti	23 PROTI	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Spol	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 Tak jako	34 Se	35 Br	36 Kr
5	37 Rb	38 Sr	39 Y		40 Zr	41 Pozn	42 Mo	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 CD	49 v	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 Já	54 Xe
6	55 Čs	56 Ba	57 Los Angeles		72 Hf	73 Ta	74 Ž	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 Na	86 Rn
7	87 Fr.	88 Ra	89 Ac		104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt.	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Nh	114 Fl	115 Mc	116 Lv	117 Ts	118 Og
					58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Odpoledne	62 Sm	63 Eu	64 Gd	65 Tb	66 Dy	67 Ho	68 Er	69 Tm	70 Yb	71 Lu
					90 Čt	91 Pa	92 U	93 Np	94 Pu	95 Dopoledne	96 Cm	97 Bk	98 Srov	99 Es	100 Fm	101 Md	102 Ne	103 Lr
Maximální valence jsou založeny na Seznam oxidačních stavů prvků
0123456789Neznámý Barva pozadí ukazuje maximální valence chemického prvku 1 (červená) =Plyn 3 (černá) =Pevný 80 (zelená) =Kapalný 109 (šedá) = neznámá Barva atomového čísla ukazuje stav hmoty (na 0 ° C a 1 atm ) Prvotní  Z rozkladu  Syntetický okraj ukazuje přirozený výskyt prvku

Viz také

• Abeggovo pravidlo
• Oxidační stav

Reference