Teadmiste tase aatomite ja molekulide ehitusest 19. sajandil ei võimaldanud selgitada põhjust, miks aatomid moodustavad teatud arvu sidemeid teiste osakestega. Kuid teadlaste ideed olid oma ajast ees ja valentsi kui keemia üht põhiprintsiipi uuritakse siiani.
Keemiliste elementide valentsi mõiste ajaloost
19. sajandi silmapaistev inglise keemik Edward Frankland võttis termini "side" teaduslikku kasutusse, et kirjeldada aatomite vastastikmõju. Teadlane märkas, et mõned keemilised elemendid moodustavad ühendeid sama arvu teiste aatomitega. Näiteks seob lämmastik ammoniaagi molekulis kolm vesinikuaatomit.
1852. aasta mais püstitas Frankland hüpoteesi, et on olemas teatud arv keemilisi sidemeid, mida aatom võib moodustada teiste väikeste aineosakestega. Frankland kasutas väljendit "ühendav jõud", et kirjeldada seda, mida hiljem nimetatakse valentsiks. Briti keemik tegi kindlaks, kui paljukeemilised sidemed moodustavad 19. sajandi keskel tuntud üksikute elementide aatomeid. Franklandi töö andis olulise panuse kaasaegsesse struktuurikeemiasse.
Hoiakute arendamine
Saksa keemik F. A. Kekule tõestas 1857. aastal, et süsinik on neljaaluseline. Selle kõige lihtsamas ühendis - metaanis - on sidemed 4 vesinikuaatomiga. Teadlane kasutas terminit "põhisus", et tähistada elementide omadust kinnituda rangelt määratletud arv teisi osakesi. Venemaal süstematiseeris andmed aine ehituse kohta A. M. Butlerov (1861). Keemilise sideme teooria arenes edasi tänu doktriinile elementide omaduste perioodilisest muutumisest. Selle autor on teine väljapaistev vene keemik D. I. Mendelejev. Ta tõestas, et keemiliste elementide valentsus ühendites ja muud omadused tulenevad nende positsioonist perioodilisuse süsteemis.
Valentsi ja keemilise sideme graafiline esitus
Molekulide visuaalse esituse võimalus on valentsusteooria üks vaieldamatuid eeliseid. Esimesed mudelid ilmusid 1860. aastatel ja alates 1864. aastast on kasutatud struktuurivalemeid, mis on ringid, mille sees on keemiline märk. Aatomite sümbolite vahel märgib kriips keemilist sidet ja nende joonte arv on võrdne valentsi väärtusega. Samadel aastatel valmisid ka esimesed kuulist-pulgast mudelid (vt fotot vasakul). 1866. aastal pakkus Kekule välja aatomi stereokeemilise joonise.süsinik tetraeedri kujul, mille ta lisas oma õpikusse Orgaaniline keemia.
Keemiliste elementide valentsust ja sidemete tekkimist uuris G. Lewis, kes avaldas oma teosed 1923. aastal pärast elektroni avastamist. See on väikseimate negatiivselt laetud osakeste nimi, mis on osa aatomite kestadest. Lewis kasutas oma raamatus valentselektronide tähistamiseks keemilise elemendi sümboli nelja külje ümber olevaid punkte.
Vesiniku ja hapniku valents
Enne perioodilise süsteemi loomist võrreldi keemiliste elementide valentsi ühendites tavaliselt nende aatomitega, mille kohta see on teada. Standarditeks valiti vesinik ja hapnik. Teine keemiline element tõmbas ligi või asendas teatud arvu H- ja O-aatomeid.
Nii määrati ühevalentse vesinikuga ühendite omadused (teise elemendi valents on näidatud rooma numbriga):
- HCl – kloor (I):
- H2O - hapnik (II);
- NH3 - lämmastik (III);
- CH4 – süsinik (IV).
Oksiidides K2O, CO, N2O3, SiO 2, SO3 määrasid metallide ja mittemetallide hapnikuvalentsi, kahekordistades lisatud O-aatomite arvu. Saadi järgmised väärtused: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).
Kuidas määrata keemiliste elementide valentsi
Keemilise sideme moodustumisel, mis hõlmab tavalist elektroonikat, on seaduspärasusipaarid:
- Tüüpiline vesiniku valents on I.
- Tavaline hapnikuvalents – II.
- Mittemetallist elementide puhul saab madalaima valentsi määrata valemiga 8 – selle rühma arv, milles need perioodilises süsteemis asuvad. Võimaluse korral määrab kõrgeima rühma number.
- Sekundaarsete alamrühmade elementide puhul on maksimaalne võimalik valentsus sama kui nende grupi number perioodilisuse tabelis.
Keemiliste elementide valentsuse määramine ühendi valemi järgi viiakse läbi järgmise algoritmi abil:
- Kirjutage ühe elemendi teadaolev väärtus keemilise märgi kohale. Näiteks Mn2O7 on hapniku valents II.
- Arvutage koguväärtus, mille valentsi peate korrutama sama keemilise elemendi aatomite arvuga molekulis: 27=14.
- Määrake teise elemendi valents, mille puhul see pole teada. Jagage 2. etapis saadud väärtus Mn aatomite arvuga molekulis.
- 14: 2=7. Mangaani valents selle kõrgemas oksiidis on VII.
Püsiv ja muutuv valents
Vesiniku ja hapniku valentsväärtused on erinevad. Näiteks väävel ühendis H2S on kahevalentne ja valemis SO3 on see kuuevalentne. Süsinik moodustab hapnikuga monooksiidi CO ja dioksiidi CO2. Esimeses ühendis on C valentsus II ja teises IV. Sama väärtus metaanis CH4.
Enamikelementide valents ei ole konstantne, vaid muutuv, näiteks fosfor, lämmastik, väävel. Selle nähtuse peamiste põhjuste otsimine tõi kaasa keemiliste sidemete teooriate, elektronide valentskihi ja molekulaarorbitaalide ideede tekkimise. Sama omaduse erinevate väärtuste olemasolu selgitati aatomite ja molekulide struktuuri seisukohast.
Moodsad ideed valentsi kohta
Kõik aatomid koosnevad positiivsest tuumast, mida ümbritsevad negatiivselt laetud elektronid. Nende moodustatav välimine kest on lõpetamata. Valmis struktuur on kõige stabiilsem, sisaldades 8 elektroni (oktett). Keemilise sideme tekkimine ühiste elektronpaaride tõttu viib aatomite energeetiliselt soodsa olekuni.
Ühendite moodustumise reegliks on kesta lõpuleviimine elektronide vastuvõtmise või paaritute äraandmisega – olenev alt sellest, kumb protsess on lihtsam. Kui aatom tagab keemilise sideme moodustumise negatiivsed osakesed, millel pole paari, siis moodustab see sama palju sidemeid, kui palju on paarituid elektrone. Kaasaegsete kontseptsioonide kohaselt on keemiliste elementide aatomite valents võime moodustada teatud arv kovalentseid sidemeid. Näiteks vesiniksulfiidi molekulis H2S omandab väävel valentsi II (–), kuna iga aatom osaleb kahe elektronipaari moodustamises. Märk “–” näitab elektronipaari külgetõmmet elektronegatiivsema elemendi poole. Vähem elektronegatiivse puhul lisatakse valentsi väärtusele “+”.
Doonor-aktseptormehhanismiga osalevad protsessis ühe elemendi elektronpaarid ja teise elemendi vabad valentsorbitaalid.
Valentsi sõltuvus aatomi struktuurist
Vaatame süsiniku ja hapniku näitel, kuidas keemiliste elementide valents sõltub aine struktuurist. Perioodiline tabel annab aimu süsinikuaatomi põhiomadustest:
- keemiline märk - C;
- elemendi number - 6;
- põhitasu - +6;
- prootoneid tuumas - 6;
- elektronid – 6, sealhulgas 4 välist, millest 2 moodustavad paari, 2 on paarita.
Kui süsinikmonooksiidi süsinikuaatom moodustab kaks sidet, siis kasutatakse seda ainult 6 negatiivset osakest. Okteti omandamiseks on vajalik, et paarid moodustaksid 4 välist negatiivset osakest. Süsiniku valentsus on IV (+) dioksiidis ja IV (–) metaanis.
Hapniku järgarv on 8, valentskiht koosneb kuuest elektronist, millest 2 ei moodusta paare ning osalevad keemilises sidemes ja vastasmõjus teiste aatomitega. Tüüpiline hapnikuvalents on II (–).
Valents ja oksüdatsiooniaste
Paljudel juhtudel on mugavam kasutada mõistet "oksüdatsiooniaste". Nii nimetatakse aatomi laengut, mille see omandaks, kui kõik sideelektronid viidaks üle elemendile, mille elektronegatiivsus (EO) on suurem. Oksüdatsiooniarv lihtaines onnull. Rohkem EO elemendi oksüdatsiooniastmele lisatakse märk “–”, vähem elektronegatiivsele märgile “+”. Näiteks põhiliste alarühmade metallide puhul on tüüpilised oksüdatsiooniastmed ja ioonilaengud, mis on võrdsed rühma numbriga plussmärgiga. Enamasti on sama ühendi aatomite valents ja oksüdatsiooniaste arvuliselt samad. Ainult elektronegatiivsemate aatomitega suhtlemisel on oksüdatsiooniaste positiivne, elementidega, milles EO on madalam, negatiivne. Mõistet "valentsus" kasutatakse sageli ainult molekulaarse struktuuriga ainete puhul.
