Опубликовать ОпубликоватьРеферат на тему:
Вале́нтность (от лат. valens — имеющий силу) — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся обобществленных электронных пар.Семиполярные и донорно-акцепторные (дативные) связи по своей сути являются «двойными» связями, поскольку при их образовании происходят оба процесса: перенос электрона (образование ионной связи) и обобществление электронов (образование ковалентной связи).
В квантовой химии аналога понятия валентности как характеристики атома в молекуле не существует, а используемое понятие спин-валентности относится к изолированному атому[1]. Метод валентных связей, предложенный Гайтлером и Лондоном, во многих случаях нельзя использовать даже для качественного описания, поскольку указанное приближение не применимо[2]. В современной химии вместо метода валентных связей активно используется метод молекулярных орбиталей, в котором отсутствуют какие-либо аналоги понятия валентности атома. В квантовой химии вместо понятия валентности применяется более глубокое и широкое понятие реакционной способности атома[3].
Этимологию термина валентность возможно отследить начиная с 1425 года, когда его начали использовать в научных текстах в значении «экстракт», «препарат». Использование в рамках современного определения зафиксировано в 1884 году (нем. Valenz).[4] В 1789 году Уильям Хиггинс опубликовал работу, в которой высказал предположение о существовании связей между мельчайшими частицами вещества.[5]
Однако точное и позже полностью подтверждённое понимание феномена валентности было предложено в 1852 году химиком Эдуардом Франклендом в работе, в которой он собрал и переосмыслил все существовавшие на тот момент теории и предположения на этот счёт.[6]
Категории: Основные положения и определения в химии, 1857 год в науке.
Текст доступен по лицензии Creative Commons Attribution-ShareAlike.wreferat.baza-referat.ru
В начале 19 в. Дж. Дальтоном был сформулирован закон кратных отношений, из которого следовало, что каждый атом одного элемента может соединяться с одним, двумя, тремя и т.д. атомами другого элемента (как, например, в окислах азота —N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5). В середине 19 в., когда были определены точные относительные веса атомов (И. Я. Берцелиус и др.), стало ясно, что наибольшее число атомов, с которыми может соединяться данный атом, не превышает определённой величины, зависящей от его природы. Например, атом F может соединяться лишь с одним атомом Н, О — с двумя, N — с тремя, С — с четырьмя, образуя соответственно HF, h3O, Nh4 и Ch5. Два или четыре атома Н в метане Ch5 могут быть замещены одним или двумя атомами О с образованием формальдегида Ch3O и двуокиси углерода CO2 соответственно, три атома Н в Ch5 могут замещаться одним атомом N с образованием цианистого водорода HCN, и т.д. Эта способность связывать или замещать определённое число других атомов и была названа «Валентность» (Э. Франкленд, 1853).
В таком определении валентность, естественно, всегда выражается целыми числами. Поскольку в то время для водорода не были известны соединения, где он был бы связан более чем с одним атомом любого другого элемента, атом Н был выбран в качестве стандарта, обладающего валентностью, равной 1. В «водородной» шкале кислород и сера имеют валентность, равную 2, азот и фосфор 3, углерод и кремний 4. Однако «водородной» шкалы оказалось недостаточно: в других соединениях, например в окислах, один и тот же элемент может реализовать валентности, которые не осуществляются в гидридах (существуют окислы P2O5, SO3 и Cl2O7, но неизвестны гидриды PH5, SH6 и ClH7). В качестве второго стандарта с валентностью, равной 2, был выбран кислород.
В конце 50-х гг. 19 в. А. С. Купер и А.Кекуле постулировали принцип постоянной четырёхвалентности углерода в органических соединениях. Представления о валентности составили важную часть теории химического строения А. М. Бутлерова (1861). Образование химической связи рассматривалось как результат взаимного насыщения двухвалентной пары взаимодействующих атомов (по одной валентности от каждого), кратные связи соответствовали насыщению нескольких валентностей от каждого атома, и т.д. Каждая связь считалась локализованной между двумя атомами и изображалась одной чертой, соединяющей эти атомы. Молекулы стали изображать с помощью структурных формул, получивших особенно широкое распространение в органической химии.
Положения Бутлерова в дальнейшем легли в основу структурной теории, рассматривающей и пространственное расположение атомов в молекуле. Было найдено, что простые молекулы типа MXk с одинаковым центральным атомом M и разными заместителями Х имеют схожее геометрическое строение. Независимость геометрического строения от типа связи в широких пределах привела к мысли, что пространственное расположение атомов в молекулах MXk определяется валентностью центрального атома М и что эти валентности имеют направленный характер.
Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) вскрыл зависимость валентности элемента от его положения в периодической системе. Элементы одинаковых групп системы обладают одинаковой высшей валентностью, в большинстве случаев равной номеру той группы, в которой находится этот элемент; высшая валентность меняется на 1 при переходе от одной группы к соседним.
Эта зависимость сыграла чрезвычайно важную роль в развитии химии: зная лишь положение элемента (в том числе элементов, которые в то время ещё не были открыты) в периодической системе, можно было определить его валентные возможности, предсказать состав его соединений и впоследствии синтезировать их. С помощью представлений о формальной (стехиометрической) валентности химикам удалось обобщить и систематизировать огромный экспериментальный материал по строению, стехиометрическому составу и свойствам многих десятков и сотен тысяч органических и неорганических соединений.
Первые электронные теории ковалентности и гетеровалентности. До электронных представлений о строении вещества валентность трактовалась формально. Лишь в 20 в. было установлено, что химическая связь осуществляется за счёт электронов внешних (валентных) оболочек атомов.
В 1916 Г. Льюис постулировал, что химическая связь осуществляется парой электронов, принадлежащих одновременно обоим взаимодействующим атомам. В 1917 Коссель выдвинул гипотезу, согласно которой электронная пара связи переходит целиком к одному из атомов с образованием ионной пары катион — анион, удерживающихся в молекуле электростатическими силами. Согласно обеим гипотезам наиболее устойчивыми оказываются соединения, в которых валентные электроны распределялись так, чтобы каждый атом был окружен оболочкой, имитирующей электронную оболочку ближайшего инертного газа (правило октета). Гипотеза Льюиса положила начало электронной теории ковалентной связи и ковалентности, гипотеза Косселя — теории ионной связи и гетеровалентности. Обе представляли крайние случаи общей картины полярной связи, когда электронная пара смещена к одному из атомов лишь частично и степень смещения может варьироваться от 0 до 1. Валентность атома в соединении, согласно классической электронной теории, равна числу его неспаренных электронов, участвующих в связях, а максимальная валентность — обычно полному числу электронов в его валентной оболочке, то есть номеру группы периодической системы, в которой находится элемент. Элементы одинаковых групп имеют одинаковое число валентных электронов, а внутри одинаковых подгрупп — и одинаковые или очень близкие электронные конфигурации. Сходство строения валентных оболочек атомов обусловливает сходство их соединений.
Ковалентность и гетеровалентность отражают специфику соответствующего типа химической связи. Для ковалентности важна насыщаемость связей, обусловливающая существование молекул в виде дискретных частиц с определённым составом и структурой. Ковалентность эффективна для органических и большинства простых неорганических соединений. Напротив, в случае гетеровалентности максимальное число ионов противоположного знака, способное разместиться вокруг данного иона, в основном определяется соотношениями их размеров. Ионная валентность эффективна для сравнительно ограниченного класса соединений, в основном для различных солей, щелочных, щёлочноземельных и некоторых др. металлов.
Сейчас установлено, что подавляющее большинство элементов может проявлять переменную валентность, образуя весь ряд «валентноненасыщенных» соединений со всеми значениями валентности от 1 до максимальной с изменением на 1 (например, известны молекулы BF, BF2 и BF3; CF, CF2, CF3 и CF4 и т.д.). Валентность не может считаться жестко специфической характеристикой элемента, можно говорить лишь об относительной типичности или относительной устойчивости разных значений валентности. У непереходных элементов чётных и нечётных групп наиболее устойчивы соответственно чётные и нечётные валентности, например в молекулах типа PF3, PF5, SF2, SF4, SF6, IF, IF3, IF5, IF7 и т.д., где типичная валентность атомов Р, S и I изменяется на 2 единицы.
Радикалы типа ·PF4, ·SF3, ·SF5, ·IF2, ·IF4 и т.д. с четырёхвалентным фосфором, нечётновалентными аналогами серы и инертными газами и чётновалентными галогенами значительно менее стабильны, обладают отчётливо выраженной склонностью к отщеплению одного электрона (с образованием более устойчивых катионов типа PF4+, SF3+, SF5+, IF2+, IF4+) или одного атома заместителя и характеризуются значительно меньшими временами существования. У элементов побочных групп соотношения между типичными и менее типичными валентностями имеют более сложный характер.
Изучение электронных спектров показало, что двухатомные молекулы типа O2, S2, OS и др. имеют два неспаренных электрона; в рамках классических представлений это следовало бы интерпретировать так, будто в подобных молекулах каждый атом сохраняет неиспользованной одну свою валентность, хотя нет никаких видимых препятствий для их использования.
Таким образом, поиск общего определения валентности, охватывающего все известные типы соединений и тем более способного предсказать возможность или принципиальную невозможность существования ещё не известных классов соединений, представляет сложную проблему. Конечно, параллельно с «неклассическими» соединениями химиками были синтезированы многие сотни тысяч соединений, которые могут быть интерпретированы в рамках обычных классических представлений о валентности. Однако ясно, что все существующие частные определения валентности ограничены определёнными классами и типами соединений, в которых преобладает какой-либо один тип химического взаимодействия. В общем же случае связи имеют промежуточный характер между чисто ионными и чисто ковалентными, в них принимают участие все типы взаимодействия одновременно, но в различных количественных соотношениях, резко изменяющихся от класса к классу и более плавно — от соединения к соединению внутри одного класса. При отсутствии общего определения валентности трудность заключается в том, чтобы определить границы, где перестаёт быть справедливым одно частное определение валентности и его заменяет другое. Решить эту проблему только на основании экспериментальных фактов и классических представлений невозможно. Существенную помощь здесь может оказать квантовая теория химической связи и валентности.
studfiles.net
Содержание
Введение
1. Химический элемент
2. Химическая связь и типы химической связи
3. Закон постоянства состава вещества Пруста
4. Закон кратных отношений Дж.Дальтона
5. Валентность химических элементов
Заключение
Список литературы
Ведение
Мир химии существует миллиарды лет. Химические явления сопровождают всю нашу жизнь и даже определяют саму возможность ее существования.
Вторая половина XX века ознаменовала новый виток развития химии. Быстрое развитие математики, электроники и появления в арсенале химиков точных измерительных приборов и компьютеров позволили вести расчеты, которые раньше были весьма затруднительны, а порой и невозможны. Моделирование химических процессов, обработка больших объемов данных, расчеты структур сложных веществ позволили ученым значительно расширить значимость химии. Удешевление исследований и экспериментов, а также повышение их точности позволило применить их и для менее наукоемких отраслей.
Все вышеприведенные факторы обуславливают актуальность и значимость тематики работы.
Целью данной работы является систематизация, накопление и закрепление знаний о химии как науке о веществах и их превращениях.
В соответствии с поставленной целью в работе предполагается решить следующие задачи:
— изучить понятия: химический элемент, химическая связь, а так же типы химических связей;
— рассмотреть законы Пруста и Дальтона;
— научится определять валентность химических элементов.
1. Химический элемент
Каждый химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Ядро атома состоит из протонов, число которых равно атомному номеру элемента, и нейтронов, число которых может быть различным. Разновидности атомов одного и того же химического Элемента, имеющие различные массовые числа (равные сумме масс протонов и нейтронов, образующих ядро), называется изотопами. В природе многие химические Элементы представлены двумя или большим числом изотопов. Известно 276 стабильных изотопов, принадлежащих 81 природному химическому Элементу, и около 2000 радиоактивных изотопов. Изотопный состав природных элементов на Земле, как правило, постоянен; поэтому каждый элемент имеет практически постоянную атомную массу, являющуюся одной из важнейших характеристик элемента. Известно более 110 химических Элементов, они, преимущественно нерадиоактивные, создают все многообразие простых и сложных веществ. Простое вещество — форма существования элемента в свободном виде. Некоторые химические Элементы существуют в двух или более аллотропных модификациях (например, углерод в виде графита и алмаза), различающихся по физическим и химическим свойствам; число простых веществ достигает 400. Иногда понятия «элемент» и — «простое вещество» отождествляются, поскольку в подавляющем большинстве случаев нет различия в названиях химических Элементов и образуемых ими простых веществ; "… тем не менее в понятиях такое различие должно всегда существовать", — писал в 1869 году Д. И. Менделеев.[1] Сложное вещество — химическое соединение — состоит из химически связанных атомов двух или нескольких различных элементов; известно более 100 тыс. неорганических и миллионы органических соединений. Для обозначения химических элементов служат химические знаки, состоящие из первой или первой и одной из последующих букв латинского названия элемента (С одним исключением, вторая буква химического Элемента Кюрия, названного в честь Марии Складовской-Кюри, «m» означает Мария). В химических формулах и химических уравнениях каждый такой знак (символ) выражает, кроме названия элемента, относительную массу химического Элемента, равную его атомной массе. Изучение химических Элементов составляет предмет химии, в частности неорганической химии.[2]
Историческая справка. В донаучный период химии как нечто непреложное принималось учение Эмпедокла о том, что основу всего сущего составляют четыре стихии: огонь, воздух, вода, земля. Это учение, развитое Аристотелем, полностью восприняли алхимики. В 8-9 веках они дополнили его представлением о сере (начале горючести) и ртути (начале металличности) как составных частях всех металлов. В 16 веке возникло представление о соли как начале нелетучести, огнепостоянства. Против учения о 4 стихиях и 3 началах выступил Р. Бойль, который в 1661 году дал первое научное определение химических элементов как простых веществ, которые не состоят из каких-либо других веществ или друг из друга и образуют все смешанные (сложные) тела. В 18 веке почти всеобщее признание получила гипотеза И. И. Бехера и Г. Э. Шталя, согласно которой тела природы состоят из воды, земли и начала горючести — флогистона. В конце 18 века эта гипотеза была опровергнута работами А. Л. Лавуазье. Он определил химические Элементы как вещества, которые не удалось разложить на более простые и из которых состоят другие (сложные) вещества, то есть по существу повторил формулировку Бойля. Но, в отличие от него, Лавуазье дал первый в истории науки перечень реальных химических Элементов. В него вошли все известные тогда (1789) неметаллы (О, N, H, S, Р, С), металлы (Ag, As, Bi, Co, Ca, Sn, Fe, Mn, Hg, Mo, Ni, Au, Pt, Pb, W, Zn), а также «радикалы» [муриевый (Cl), плавиковый (F) и борный (В)] и «земли» — еще не разложенные известь СаО, магнезия MgO, барит ВаО, глинозем Аl2О2 и кремнезем SiO2 (Лавуазье полагал, что «земли» — вещества сложные, но пока это не было доказано на опыте, считал их химическими Элементами). Как дань времени он включил в список химических Элементов невесомые «флюиды» — свет и теплород. Едкие щелочи NaOH и KOH он считал веществами сложными, хотя разложить их электролизом удалось позже — только в 1807 году (Г. Дэви). Разработка Дж. Дальтоном атомной теории имела одним из следствий уточнение понятия элемента как вида атомов с одинаковой относительной массой (атомным весом). Дальтон в 1803 составил первую таблицу атомных масс (отнесенных к массе атома водорода, принятой за единицу) пяти химических Элементов (О, N, С, S, P). Тем самым Дальтон положил начало признанию атомной массы как главной характеристики элемента. Дальтон, следуя Лавуазье, считал химические Элементы веществами не разложимыми на более простые[3] .
Последующее быстрое развитие химии привело, в частности, к открытию большого числа химических Элементов. В списке Лавуазье было всего 25 химических Элементов, включая «радикалы», но не считая «флюидов» и «земель». Ко времени открытия периодического закона Менделеева (1869) было известно уже 63 элемента. Открытие Д. И. Менделеева позволило предвидеть существование и свойства ряда неизвестных тогда химических Элементов и явилось основой для установления их взаимосвязи и классификации. Открытие радиоактивности в конце 19 века поколебало более чем столетнее убеждение в том, что атомы нельзя разложить. В связи с этим почти до середины 20 века продолжалась дискуссия о том, что такое химические Элементы. Конец ей положила современное теория строения атома, которая позволила дать строго объективную дефиницию химических Элементов, приведенную в начале статьи.
Распространенность в природе. Распространенность химических Элементов в космосе определяется нуклеогенезом внутри звезд. Образование ядер химических Элементов связано с различными ядерными процессами в звездах. Поэтому на разных этапах своей эволюции различные звезды и звездные системы имеют неодинаковый химические состав. Распространенность и распределение химических Элементов во Вселенной, процессы сочетания и миграции атомов при образовании космического вещества, химические состав космических тел изучает космохимия. Основную массу космического вещества составляют H и He (99,9%). Наиболее разработанной частью космохимии является геохимия[4] .
Из 111 химических Элементов только 89 обнаружены в природе, остальные, а именно технеций (атомный номер Z = 43), прометий (Z = 61), астат (Z = 85), франций (Z = 87) и трансурановые элементы, получены искусственно посредством ядерных реакций (ничтожные количества Тс, Pm, Np, Fr образуются при спонтанном делении урана и присутствуют в урановых рудах). В доступной части Земли наиболее распространены 10 элементов с атомными номерами в интервале от 8 до 26. В земной коре они содержатся в следующих относительных количествах:
| Элемент | Атомный номер | Содержание, % по массе |
| O | 8 | 47,00 |
| Si | 14 | 29,50 |
| Al | 13 | 8,05 |
| Fe | 26 | 4,65 |
| Ca | 20 | 3,30 |
| Na | 11 | 2,50 |
| K | 19 | 2,50 |
| Mg | 12 | 1,87 |
| Ti | 22 | 0,45 |
| Mn | 25 | 0,10 |
Классификация и свойства[5]. Наиболее совершенную естественную классификацию химических элементов, раскрывающую их взаимосвязь и показывающую изменение их свойств в зависимости от атомных номеров, дает периодическая система элементов Д. И. Менделеева. По свойствам химические Элементы делятся на металлы и неметаллы, причем периодическая система позволяет провести границу между ними. Для химических свойств металлов наиболее характерна проявляемая при химических реакциях способность отдавать внешние электроны и образовывать катионы, для неметаллов — способность присоединять электроны и образовывать анионы. Неметаллы характеризуются высокой электроотрицателъностью. Различают химические элементы главных подгрупп, или непереходные элементы, в которых идет последовательное заполнение электронных подоболочек s и р, и химические элементы побочных подгрупп, или переходные, в которых идет достраивание d- и f-подоболочек. При комнатной температуре два химических элемента существуют в жидком состоянии (Hg и Вг), одиннадцать — в газообразном (Н, N, О, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), остальные — в виде твердых тел, причем температура плавления их колеблется в очень широких пределах — от около 30 °С (Cs 28,5 °С; Ga 29,8 °С) до 3000 °С и выше (Та 2996 °С; W 3410 °С; графит около 3800 °С)[6] .
2. Химическая связь и типы химической связи
Химическая связь — это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов[7] .
Различают две основные разновидности ковалентной связи:
1. неполярную;
2. полярную.
1. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками).
2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.
Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов. Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.
В итоге образуются противоположно заряженные частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами[8] .
После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.
Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалентная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалентная полярная. В случае, если электроны, участвующие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.
Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).
Все вышеперечисленные отличия в механизме образования связи объясняют различие в свойствах веществ с разными видами связей.
3. Закон постоянства состава вещества Пруста
К основным законам химии относится закон постоянства состава:
Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г. Он писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь».
В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения[9] .
Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые — бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НCl, ССl4, СO2. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.
В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.
Состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, — является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения[10] .
4. Закон кратных отношений Дж.Дальтона
Кратных отношений закон, закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.
Примеры:
1) Cостав окислов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:
| Закись азота N2O | Окись азота NO | Азотистый ангидрид h3O3 | Двуокись азота NO2 | Азотный ангидрид N2O5 |
| N…63,7 | 46,7 | 36,8 | 30,4 | 25,9 |
| O…36,3 | 53,3 | 63,2 | 69,6 | 74,1 |
| Частное O\ N…0,57 | 1,14 | 1,71 | 2,28 | 2,85 |
Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1: 2: 3: 4: 5.
2) Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×h3O, CaCl2×2h3O, CaCl2×4h3O, CaCl2×6h3O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6[11] .
химический атомная валентность электрон
5 . Валентность химических элементов
Способность атомов присоединять определенное число атомов других элементов называется валентностью элемента.
С одним атомом одновалентного элемента соединяется один атом другого одновалентного элемента, с атомом двухвалентного – два атома одновалентного или один атом двухвалентного, с двумя атомами трехвалентного элемента – три атома двухвалентного и т.д.
Таким образом, валентность элемента можно представить как число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента может соединяться атом этого элемента. Это число записывается римскими цифрами.
Существуют два правила, которые помогают определять валентность элементов в их соединениях.
1) Валентность водорода принимают за 1. Тогда в соответствии с формулой воды Н2О валентность кислорода равна 2.
2) Кислород всегда проявляет в своих соединениях валентность 2.
У металлических элементов, находящихся в группах А, валентность равна номеру группы.
У неметаллических элементов проявляются в основном две валентности: высшая, равная номеру группы, и низшая, равная разности между числом 8 и номером группы, в которой находится данный элемент.
При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность.
Зная валентности элементов, можно составить формулу их соединения[12] .
Заключение
Английскому ученому Р.Бойлю принадлежит заслуга введения в науку понятия о химическом элементе как составной части вещества. Он называл химическим элементом вещество, которое нельзя разложить на более простые вещества.
Свойство атомов притягивать к себе электроны называется электроотрицательностью. При химических реакциях электроны переходят или смещаются к атомам элементов, обладающих большей электроотрицательностью. Поэтому сведения о ней особенно важны при характеристике химической связи.
Существует три случая химического взаимодействия между атомами:
1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются.
2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы.
3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно.
Закон постоянства вещества Пруста заключается в том, что в каких бы относительных количествах мы ни взяли исходные вещества, соотношение атомов соответствующих элементов в соединении, которое получается в результате химической реакции, будет одним и тем же, другими словами – состав образующегося вещества будет один и тот же[13] .
А закон кратных отношений Дальтона — что существование двух (или нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы.
И наконец, использование закона постоянства вещества и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода.
Валентность элемента характеризует способность его атомов присоединять определенное число атомов других элементов.
За единицу валентности принимают единицу водорода.
Валентность элемента можно определить на основании его положения в таблице Д.И.Менделеева: у металлов А-групп она, как правило, равна номеру группы, в которой он находится; у неметаллов – высшая валентность равна номеру группы, а низшая – разности между числом 8 и номером группы[14] .
Список литературы
1. Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
2. Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. — СПб. М.: 2008.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
4. Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
5. Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
6. Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
7. Коровин И.В. Общая химия. — М., 2010
[1] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[2] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[3] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[4] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[5] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[6] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[7] Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
[8] Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
[9] Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
[10] Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
[11] Коровин И.В. Общая химия. — М., 2010
[12] Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. — СПб. М.: 2008.
[13] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[14] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
www.ronl.ru
Дать учащимся понятие о валентности как свойстве атомов присоединять определённое число атомов другого элемента, научить их определять валентность элементов по формулам их соединений.
Задачи: 1)Образовательные:
-добиться усвоения понятия валентность;
-научить определять валентность элементов по
формулам их соединений;
-повторить, углубить знания о строении вещества;
2)Воспитательные:
-дополнить мировоззрение учащихся знаниями о валентности;
-продолжить эстетическое воспитание;
3)Развивающие:
-продолжить развитие отдельных логических операций и логического мышления в целом;
-продолжить развитие познавательного интереса.
Тип урока: Изучение нового материала
Структура
Урока: 1)Повторение пройденного материала не на оценку. (2 мин.)
2)Актуализация знаний. (1 мин)
3)Изучение нового материала. (20-25 мин)
4)Закрепление нового материала. (7 мин)
5)Домашнее задание. (2-3 мин)
6)Подведение итогов. (1-2 мин)
Методы
организации
обучения: Объяснительно-иллюстративные:
-устное изложение;
-рассказ;
-работа с литературой;
Оборудование и реактивы: На демонстрационном столе шаростержневые модели веществ, таблица “Постоянные значения валентности некоторых элементов”.
Ход урока:
Учитель: Добрый день!
Начнём наше занятие с повторения, пройденного ма- териала. Скажите, какие по составу вещества вы знаете?
Ученик: Вещества бывают простые и сложные.
Учитель: А чем они различаются?
Ученик: Простые вещества состоят из атомов одного вида, а сложные из атомов разного вида. В химических реакциях сложные вещества могут разлагаться с образованием нескольких других, а простые нет.
Учитель: Чем различаются сложные вещества и смеси?
Ученик: Отличие сложных веществ от смесей состоит в том, что смеси могут включать в себя несколько веществ как сложных, так и простых.
Учитель: Сравните молекулу воды и молекулу пероксида водорода h3O2 по их относительным молекулярным массам.
Ученик: Относительная молекулярная масса воды равна
18 г/моль, а относительная молекулярная масса пероксида водорода равна 34 г/моль.
Учитель: Вычислите массовую долю кислорода в пероксиде водорода.
Ученик: Mr(h3O2)= 1*2+16*2=34 (г/моль).
34 масс. ч. пероксида водорода соответствуют 1
32 масс. ч. кислорода соответствуют x
34:32=1:x
x=32*1/34=0,9412, или 94,12%
Учитель: Молодцы! Вижу, что вы хорошо усвоили материал предыдущих занятий. Теперь расскажите о качественном и количественном составе этих веществ (формулы на доске в столбик) HCl, h3O, Nh4, Ch5.
Ученик: HCl-состоит из одного атома водорода и одного атома хлора;
h3O-состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода;
Nh4-состоит из трёх атомов водорода и одного атома азота;
Ch5-состоит из четырёх атомов водорода и одного атома углерода;
Учитель: Хорошо. Сейчас же возникает вопрос-проблема: почему атомы разных элементов удерживают неодинаковое число атомов водорода? Видимо, атомы обладают разной способностью в этом отношении. Сегодня об этом мы и узнаем, тема урока “Валентность” (тема пишется на доске). Как видно из приведённых примеров, атомы элементов хлора, кислорода, азота, углерода обладают свойством присоединять не любое, а только определённое число атомов водорода. Таким же свойством обладают и другие элементы в различных соединениях. Может кто-нибудь попробует дать определение валентности?
Ученик: Валентность-это свойство атомов химического элемента присоединять определённое число атомов других химических элементов.
Учитель: Молодец, правильно. Обратите внимание на то, что атомы различных элементов могут присоединять разное число атомов водорода, а каждый атом водорода, в свою очередь, образует связь только с одним атомом другого элемента. Отсюда следует вывод о наименьшей валентности водорода. Во всех соединениях она постоянна и её значение принято считать за единицу. Запишите это в тетрадь.
(Записываю на доске, а ученики в тетради)
HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен
h3O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен
Nh4-атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен
Ch5-атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен
(одновременно демонстрирую шаростержневые модели молекул этих веществ, и пишу их структурные формулы)
Теперь мы рассмотрим, как определять валентность элементов. В любом веществе, состоящем из двух элементов (такие соединения называются бинарными), сумма единиц валентности всех атомов одного элемента равна сумме единиц валентности всех атомов другого элемента. Так как водород одновалентен, то в бинарном водородном соединении значение валентности второго элемента равно числу атомов водорода. (Расставляю над формулами водородных соединений на доске значение валентности римскими цифрами) В графических формулах каждая чёрточка соответствует единице валентности. (На доске)
x=? 1
A Hn
1-обозначена валентность водорода
n-известное число атомов (индекс).
Требуется определить валентность другого элемента (A), которая обозначена x. Как это сделать? “Чтоб валентность элемента в данной формуле узнать, надо рядом с элементом водород пересчитать, римской цифрою представить и над символом поставить” . (Дописываю на доске правую часть схемы) x=? 1 x=1 1
A Hn A Hn
Кислород во всех соединениях тоже имеет постоянное численное значение валентности равное двум. Зная это, можно определять валентность элементов в оксидах. Рассмотрим формулы оксидов азота N2O, NO, N2O3, NO2. Определите валентность азота в этих соединениях.
Ученик: Валентность азота 1, 2, 3, 4 соответственно.
Учитель: Как мы видим, некоторые элементы могут проявлять переменную валентность даже в соединениях с одним и тем же элементом. Давайте напишем обобщающую схему:
x=? 2
Am On
Как нам найти x?
Ученик: x=2n/m
Учитель: x=? 2 x=2n/m 2
Am On Am On
“Если рядом с элементом кислород (двухвалентен он, не то, что водород), сумму всех его валентностей найди и на индекс элемента раздели”.
Для того чтобы определить валентность элементов по формулам других бинарных соединений (более общий случай), значение валентности одного из элементов обязательно должно быть известно: если значение постоянно, ученик обязан его знать, а если переменно - оно должно быть указано над химическим знаком в формуле.
x=? b
Am Bn
А как здесь определить x?
Ученик: x=bn/m
Учитель: x=? b x=bn/m b
Am Bn Am Bn
Обобщите все три схемы.
Ученик: Последний графический алгоритм – основной, а 1 и 2 – лишь частные его случаи.
Учитель: “Действуй также в каждом случае ином, только помни непременно об одном: чтоб успешно все заданья выполнять, постоянную валентность нужно знать!” (Демонстрирую таблицу с постоянными значениями валентности некоторых элементов). Запомнить численные значения постоянной валентности металлов поможет нехитрый текст, комментирующий эту таблицу:”натрий, калий, серебро с водородом заодно. С кислородом – магний, ртуть, кальций, барий и бериллий, с ними цинк не позабудь. Трёхвалентен алюминий”. Валентность разных элементов в соединениях может принимать значения от 1 до 7.
Для закрепления материала определите валентность элементов в соединениях:
Вариант 1: Sih5, CrO3, Na2O.
Вариант 2: h3S, CO2, SO3.
Ученик: Вариант 1: 4 1 6 2 1 2
Sih5, CrO3, Na2O.
Вариант 2: 1 2 4 2 6 2
h3S, CO2, SO3.
Учитель: Домашнее задание: выучить § .Выполните упражнения (с. ).
Сегодня на уроке мы узнали, что такое валентность и научились определять валентность элементов по формулам их соединений, узнали, что валентность может быть переменной и постоянной, запомнили несколько значений постоянной валентности некоторых элементов.
На этом наш урок заканчивается. Досвидания.
1) Программа курса химии 8-11 классов общеобразовательных учреждений. – М.: Просвещение, 1992.
2) Рудзитис Г.Е. и др. Химия 8-класс.-М.: Просвещение, 1992.
3) Химия в школе. Супоницкая И.И. Использование алгоритмов при изучении валентности. N 199 .
Записи в тетради
Валентность
Валентность-это свойство атомов химического элемента присоединять определённое число атомов других химических элементов.
HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен
h3O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен
Nh4-атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен
Ch5-атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен
Валентность водорода во всех его соединениях равна единице.
x=? 1 x=1 1
A Hn A Hn
Валентность кислорода во всех соединениях равна двум.
1 2 3 4
N2O, NO, N2O3, NO2
x=? 2 x=2n/m 2
Am On Am On
Общая формула: x=? b x=bn/m b
Am Bn Am Bn
: Вариант 1: 4 1 6 2 1 2
Sih5, CrO3, Na2O.
или
Вариант 2: 1 2 4 2 6 2
h3S, CO2, SO3.
Записи на доске
Валентность
HCl-атом хлора удерживает один атом водорода, хлор одновалентен
h3O-атом кислорода удерживает два атома водорода, кислород двухвалентен
Nh4-атом азота удерживает три атома водорода, азот трёхвалентен
Ch5-атом углерода удерживает четыре атома водорода, углерод четырёхвалентен
x=? 1 x=1 1
A Hn A Hn
1 2 3 4
N2O, NO, N2O3, NO2
x=? 2 x=2n/m 2
Am On Am On
x=? b x=bn/m b
Am Bn Am Bn
Вариант 1: 4 1 6 2 1 2
Sih5, CrO3, Na2O.
Вариант 2: 1 2 4 2 6 2
h3S, CO2, SO3.
Д.З.: § , упражнение стр. .
www.neuch.ru
ОпубликоватьРеферат на тему:
Вале́нтность (от лат. valens — имеющий силу) — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся обобществленных электронных пар.Семиполярные и донорно-акцепторные (дативные) связи по своей сути являются «двойными» связями, поскольку при их образовании происходят оба процесса: перенос электрона (образование ионной связи) и обобществление электронов (образование ковалентной связи).
В квантовой химии аналога понятия валентности как характеристики атома в молекуле не существует, а используемое понятие спин-валентности относится к изолированному атому[1]. Метод валентных связей, предложенный Гайтлером и Лондоном, во многих случаях нельзя использовать даже для качественного описания, поскольку указанное приближение не применимо[2]. В современной химии вместо метода валентных связей активно используется метод молекулярных орбиталей, в котором отсутствуют какие-либо аналоги понятия валентности атома. В квантовой химии вместо понятия валентности применяется более глубокое и широкое понятие реакционной способности атома[3].
Этимологию термина валентность возможно отследить начиная с 1425 года, когда его начали использовать в научных текстах в значении «экстракт», «препарат». Использование в рамках современного определения зафиксировано в 1884 году (нем. Valenz).[4] В 1789 году Уильям Хиггинс опубликовал работу, в которой высказал предположение о существовании связей между мельчайшими частицами вещества.[5]
Однако точное и позже полностью подтверждённое понимание феномена валентности было предложено в 1852 году химиком Эдуардом Франклендом в работе, в которой он собрал и переосмыслил все существовавшие на тот момент теории и предположения на этот счёт.[6]
Категории: Основные положения и определения в химии, 1857 год в науке.
Текст доступен по лицензии Creative Commons Attribution-ShareAlike.wreferat.baza-referat.ru
Содержание
Введение
1. Химический элемент
2. Химическая связь и типы химической связи
3. Закон постоянства состава вещества Пруста
4. Закон кратных отношений Дж.Дальтона
5. Валентность химических элементов
Заключение
Список литературы
Ведение
Мир химии существует миллиарды лет. Химические явления сопровождают всю нашу жизнь и даже определяют саму возможность ее существования.
Вторая половина XX века ознаменовала новый виток развития химии. Быстрое развитие математики, электроники и появления в арсенале химиков точных измерительных приборов и компьютеров позволили вести расчеты, которые раньше были весьма затруднительны, а порой и невозможны. Моделирование химических процессов, обработка больших объемов данных, расчеты структур сложных веществ позволили ученым значительно расширить значимость химии. Удешевление исследований и экспериментов, а также повышение их точности позволило применить их и для менее наукоемких отраслей.
Все вышеприведенные факторы обуславливают актуальность и значимость тематики работы.
Целью данной работы является систематизация, накопление и закрепление знаний о химии как науке о веществах и их превращениях.
В соответствии с поставленной целью в работе предполагается решить следующие задачи:
— изучить понятия: химический элемент, химическая связь, а так же типы химических связей;
— рассмотреть законы Пруста и Дальтона;
— научится определять валентность химических элементов.
1. Химический элемент
Каждый химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Ядро атома состоит из протонов, число которых равно атомному номеру элемента, и нейтронов, число которых может быть различным. Разновидности атомов одного и того же химического Элемента, имеющие различные массовые числа (равные сумме масс протонов и нейтронов, образующих ядро), называется изотопами. В природе многие химические Элементы представлены двумя или большим числом изотопов. Известно 276 стабильных изотопов, принадлежащих 81 природному химическому Элементу, и около 2000 радиоактивных изотопов. Изотопный состав природных элементов на Земле, как правило, постоянен; поэтому каждый элемент имеет практически постоянную атомную массу, являющуюся одной из важнейших характеристик элемента. Известно более 110 химических Элементов, они, преимущественно нерадиоактивные, создают все многообразие простых и сложных веществ. Простое вещество — форма существования элемента в свободном виде. Некоторые химические Элементы существуют в двух или более аллотропных модификациях (например, углерод в виде графита и алмаза), различающихся по физическим и химическим свойствам; число простых веществ достигает 400. Иногда понятия «элемент» и — «простое вещество» отождествляются, поскольку в подавляющем большинстве случаев нет различия в названиях химических Элементов и образуемых ими простых веществ; "… тем не менее в понятиях такое различие должно всегда существовать", — писал в 1869 году Д. И. Менделеев.[1] Сложное вещество — химическое соединение — состоит из химически связанных атомов двух или нескольких различных элементов; известно более 100 тыс. неорганических и миллионы органических соединений. Для обозначения химических элементов служат химические знаки, состоящие из первой или первой и одной из последующих букв латинского названия элемента (С одним исключением, вторая буква химического Элемента Кюрия, названного в честь Марии Складовской-Кюри, «m» означает Мария). В химических формулах и химических уравнениях каждый такой знак (символ) выражает, кроме названия элемента, относительную массу химического Элемента, равную его атомной массе. Изучение химических Элементов составляет предмет химии, в частности неорганической химии.[2]
Историческая справка. В донаучный период химии как нечто непреложное принималось учение Эмпедокла о том, что основу всего сущего составляют четыре стихии: огонь, воздух, вода, земля. Это учение, развитое Аристотелем, полностью восприняли алхимики. В 8-9 веках они дополнили его представлением о сере (начале горючести) и ртути (начале металличности) как составных частях всех металлов. В 16 веке возникло представление о соли как начале нелетучести, огнепостоянства. Против учения о 4 стихиях и 3 началах выступил Р. Бойль, который в 1661 году дал первое научное определение химических элементов как простых веществ, которые не состоят из каких-либо других веществ или друг из друга и образуют все смешанные (сложные) тела. В 18 веке почти всеобщее признание получила гипотеза И. И. Бехера и Г. Э. Шталя, согласно которой тела природы состоят из воды, земли и начала горючести — флогистона. В конце 18 века эта гипотеза была опровергнута работами А. Л. Лавуазье. Он определил химические Элементы как вещества, которые не удалось разложить на более простые и из которых состоят другие (сложные) вещества, то есть по существу повторил формулировку Бойля. Но, в отличие от него, Лавуазье дал первый в истории науки перечень реальных химических Элементов. В него вошли все известные тогда (1789) неметаллы (О, N, H, S, Р, С), металлы (Ag, As, Bi, Co, Ca, Sn, Fe, Mn, Hg, Mo, Ni, Au, Pt, Pb, W, Zn), а также «радикалы» [муриевый (Cl), плавиковый (F) и борный (В)] и «земли» — еще не разложенные известь СаО, магнезия MgO, барит ВаО, глинозем Аl2О2 и кремнезем SiO2 (Лавуазье полагал, что «земли» — вещества сложные, но пока это не было доказано на опыте, считал их химическими Элементами). Как дань времени он включил в список химических Элементов невесомые «флюиды» — свет и теплород. Едкие щелочи NaOH и KOH он считал веществами сложными, хотя разложить их электролизом удалось позже — только в 1807 году (Г. Дэви). Разработка Дж. Дальтоном атомной теории имела одним из следствий уточнение понятия элемента как вида атомов с одинаковой относительной массой (атомным весом). Дальтон в 1803 составил первую таблицу атомных масс (отнесенных к массе атома водорода, принятой за единицу) пяти химических Элементов (О, N, С, S, P). Тем самым Дальтон положил начало признанию атомной массы как главной характеристики элемента. Дальтон, следуя Лавуазье, считал химические Элементы веществами не разложимыми на более простые[3] .
Последующее быстрое развитие химии привело, в частности, к открытию большого числа химических Элементов. В списке Лавуазье было всего 25 химических Элементов, включая «радикалы», но не считая «флюидов» и «земель». Ко времени открытия периодического закона Менделеева (1869) было известно уже 63 элемента. Открытие Д. И. Менделеева позволило предвидеть существование и свойства ряда неизвестных тогда химических Элементов и явилось основой для установления их взаимосвязи и классификации. Открытие радиоактивности в конце 19 века поколебало более чем столетнее убеждение в том, что атомы нельзя разложить. В связи с этим почти до середины 20 века продолжалась дискуссия о том, что такое химические Элементы. Конец ей положила современное теория строения атома, которая позволила дать строго объективную дефиницию химических Элементов, приведенную в начале статьи.
Распространенность в природе. Распространенность химических Элементов в космосе определяется нуклеогенезом внутри звезд. Образование ядер химических Элементов связано с различными ядерными процессами в звездах. Поэтому на разных этапах своей эволюции различные звезды и звездные системы имеют неодинаковый химические состав. Распространенность и распределение химических Элементов во Вселенной, процессы сочетания и миграции атомов при образовании космического вещества, химические состав космических тел изучает космохимия. Основную массу космического вещества составляют H и He (99,9%). Наиболее разработанной частью космохимии является геохимия[4] .
Из 111 химических Элементов только 89 обнаружены в природе, остальные, а именно технеций (атомный номер Z = 43), прометий (Z = 61), астат (Z = 85), франций (Z = 87) и трансурановые элементы, получены искусственно посредством ядерных реакций (ничтожные количества Тс, Pm, Np, Fr образуются при спонтанном делении урана и присутствуют в урановых рудах). В доступной части Земли наиболее распространены 10 элементов с атомными номерами в интервале от 8 до 26. В земной коре они содержатся в следующих относительных количествах:
| Элемент | Атомный номер | Содержание, % по массе |
| O | 8 | 47,00 |
| Si | 14 | 29,50 |
| Al | 13 | 8,05 |
| Fe | 26 | 4,65 |
| Ca | 20 | 3,30 |
| Na | 11 | 2,50 |
| K | 19 | 2,50 |
| Mg | 12 | 1,87 |
| Ti | 22 | 0,45 |
| Mn | 25 | 0,10 |
Классификация и свойства[5]. Наиболее совершенную естественную классификацию химических элементов, раскрывающую их взаимосвязь и показывающую изменение их свойств в зависимости от атомных номеров, дает периодическая система элементов Д. И. Менделеева. По свойствам химические Элементы делятся на металлы и неметаллы, причем периодическая система позволяет провести границу между ними. Для химических свойств металлов наиболее характерна проявляемая при химических реакциях способность отдавать внешние электроны и образовывать катионы, для неметаллов — способность присоединять электроны и образовывать анионы. Неметаллы характеризуются высокой электроотрицателъностью. Различают химические элементы главных подгрупп, или непереходные элементы, в которых идет последовательное заполнение электронных подоболочек s и р, и химические элементы побочных подгрупп, или переходные, в которых идет достраивание d- и f-подоболочек. При комнатной температуре два химических элемента существуют в жидком состоянии (Hg и Вг), одиннадцать — в газообразном (Н, N, О, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), остальные — в виде твердых тел, причем температура плавления их колеблется в очень широких пределах — от около 30 °С (Cs 28,5 °С; Ga 29,8 °С) до 3000 °С и выше (Та 2996 °С; W 3410 °С; графит около 3800 °С)[6] .
2. Химическая связь и типы химической связи
Химическая связь — это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов[7] .
Различают две основные разновидности ковалентной связи:
1. неполярную;
2. полярную.
1. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками).
2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.
Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов. Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.
В итоге образуются противоположно заряженные частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами[8] .
После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.
Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалентная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалентная полярная. В случае, если электроны, участвующие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.
Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).
Все вышеперечисленные отличия в механизме образования связи объясняют различие в свойствах веществ с разными видами связей.
3. Закон постоянства состава вещества Пруста
К основным законам химии относится закон постоянства состава:
Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г. Он писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь».
В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения[9] .
Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые — бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НCl, ССl4, СO2. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.
В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.
Состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, — является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения[10] .
4. Закон кратных отношений Дж.Дальтона
Кратных отношений закон, закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.
Примеры:
1) Cостав окислов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:
| Закись азота N2O | Окись азота NO | Азотистый ангидрид h3O3 | Двуокись азота NO2 | Азотный ангидрид N2O5 |
| N…63,7 | 46,7 | 36,8 | 30,4 | 25,9 |
| O…36,3 | 53,3 | 63,2 | 69,6 | 74,1 |
| Частное O\ N…0,57 | 1,14 | 1,71 | 2,28 | 2,85 |
Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1: 2: 3: 4: 5.
2) Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×h3O, CaCl2×2h3O, CaCl2×4h3O, CaCl2×6h3O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6[11] .
химический атомная валентность электрон
5 . Валентность химических элементов
Способность атомов присоединять определенное число атомов других элементов называется валентностью элемента.
С одним атомом одновалентного элемента соединяется один атом другого одновалентного элемента, с атомом двухвалентного – два атома одновалентного или один атом двухвалентного, с двумя атомами трехвалентного элемента – три атома двухвалентного и т.д.
Таким образом, валентность элемента можно представить как число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента может соединяться атом этого элемента. Это число записывается римскими цифрами.
Существуют два правила, которые помогают определять валентность элементов в их соединениях.
1) Валентность водорода принимают за 1. Тогда в соответствии с формулой воды Н2О валентность кислорода равна 2.
2) Кислород всегда проявляет в своих соединениях валентность 2.
У металлических элементов, находящихся в группах А, валентность равна номеру группы.
У неметаллических элементов проявляются в основном две валентности: высшая, равная номеру группы, и низшая, равная разности между числом 8 и номером группы, в которой находится данный элемент.
При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность.
Зная валентности элементов, можно составить формулу их соединения[12] .
Заключение
Английскому ученому Р.Бойлю принадлежит заслуга введения в науку понятия о химическом элементе как составной части вещества. Он называл химическим элементом вещество, которое нельзя разложить на более простые вещества.
Свойство атомов притягивать к себе электроны называется электроотрицательностью. При химических реакциях электроны переходят или смещаются к атомам элементов, обладающих большей электроотрицательностью. Поэтому сведения о ней особенно важны при характеристике химической связи.
Существует три случая химического взаимодействия между атомами:
1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются.
2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы.
3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно.
Закон постоянства вещества Пруста заключается в том, что в каких бы относительных количествах мы ни взяли исходные вещества, соотношение атомов соответствующих элементов в соединении, которое получается в результате химической реакции, будет одним и тем же, другими словами – состав образующегося вещества будет один и тот же[13] .
А закон кратных отношений Дальтона — что существование двух (или нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы.
И наконец, использование закона постоянства вещества и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода.
Валентность элемента характеризует способность его атомов присоединять определенное число атомов других элементов.
За единицу валентности принимают единицу водорода.
Валентность элемента можно определить на основании его положения в таблице Д.И.Менделеева: у металлов А-групп она, как правило, равна номеру группы, в которой он находится; у неметаллов – высшая валентность равна номеру группы, а низшая – разности между числом 8 и номером группы[14] .
Список литературы
1. Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
2. Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. — СПб. М.: 2008.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
4. Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
5. Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
6. Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
7. Коровин И.В. Общая химия. — М., 2010
[1] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[2] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[3] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[4] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[5] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[6] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[7] Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
[8] Ким А.М. Органическая химия. — Новосибирск, 2007
[9] Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
[10] Глинка Н.Л. Общая химия. — М., 2008
[11] Коровин И.В. Общая химия. — М., 2010
[12] Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. — СПб. М.: 2008.
[13] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[14] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
www.ronl.ru
Типы химических связей
Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) (рис. 3.2).
Рисунок 3.2.
Обменный (а) и донорно-акцепторный (б) механизмы образования ковалентной связи.
Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль –1.
При образовании гетероатомной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, что делает такую связь полярной. (HCl, H 2O). Ионность полярной связи в процентах вычисляется по эмпирическому соотношению 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, где χ A и χ B – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ. Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. О третьем свойстве ковалентной связи – направленности – речь ниже (см. метод валентных связей).
Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10 –29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na 0,8+Cl 0,8–.
Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.
Модель 3.1. Виды химической связи.
Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль –1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3).
Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей (рис. 3.4).
Рисунок 3.3.
Образование внутримолекулярной водородной связи.
Рисунок 3.4.
Образование межмолекулярной водородной связи.
Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2O, H 2F 2, NH 3. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.
Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль –1.
Химическая связь в твердых телах. Свойства твердых веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки и типом взаимодействия между ними.
Твердые аргон и метан образуют атомные и молекулярные кристаллы соответственно. Поскольку силы между атомами и молекулами в этих решетках относятся к типу слабых ван-дер-ваальсовых, такие вещества плавятся при довольно низких температурах. Большая часть веществ, которые при комнатной температуре находятся в жидком и газообразном состоянии, при низких температурах образуют молекулярные кристаллы.
Температуры плавления ионных кристаллов выше, чем атомных и молекулярных, поскольку электростатические силы, действующие между ионами, намного превышают слабые ван-дер-ваальсовы силы. Ионные соединения более твердые и хрупкие. Такие кристаллы образуются элементами с сильно различающимися электроотрицательностями (например, галогениды щелочных металлов). Ионные кристаллы, содержащие многоатомные ионы, имеют более низкие температуры плавления; так для NaCl t пл. = 801 °C, а для NaNO 3 t пл = 311 °C.
Рисунок 3.5.
Кварц – кристаллическая форма оксида кремния.
В ковалентных кристаллах решетка построена из атомов, соединенных ковалентной связью, поэтому эти кристаллы обладают высокими твердостью, температурой плавления и низкими тепло- и электропроводностью.
Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, в межузлиях – валентные электроны (электронный газ).
Наибольшую температуру плавления из металлов имеют d-элементы, что объясняется наличием в кристаллах этих элементов ковалентной связи, образованной неспаренными d-электронами, помимо металлической, образованнной s-электронами.
www.ronl.ru
