يحددها التكافؤ للعناصر الكيميائية

علم بنية الذرات والجزيئات في القرن التاسع عشر لا يمكن أن يفسر السبب الذي من اجله عدد معين من الذرات تكون روابط مع جزيئات أخرى. ولكن أفكار العلماء قبل وقتهم، والتكافؤ من لا يزال قيد الدراسة واحدة من المبادئ الأساسية للكيمياء.

من تاريخ مفهوم "التكافؤ للعناصر الكيميائية"

صاغ المتميز البريطاني في القرن التاسع عشر الكيميائي إدوارد Franklend مصطلح "الاتصالات" في الاستخدام العلمي لوصف التفاعل بين الذرات مع بعضها البعض. لاحظت العلمية أن بعض العناصر الكيميائية تكون مركبات مع نفس الكمية من ذرات أخرى. على سبيل المثال، النيتروجين تعلق ثلاث ذرات الهيدروجين في جزيء الأمونيا.

في مايو 1852 وضع فرانكلاند إلى الأمام الفرضية القائلة بأن هناك عدد معين من الروابط الكيميائية أن الذرة يمكن أن تشكل مع غيرها من جزيئات صغيرة جدا من هذه المسألة. تستخدم فرانكلاند عبارة "قوة ربط" لوصف ما في وقت لاحق أن يسمى التكافؤ. الكيميائي البريطاني على النحو المنصوص عليه في الروابط الكيميائية تشكل ذرات العناصر الفردية المعروفة في منتصف القرن التاسع عشر. كان العمل فرانكلاند مساهمة هامة في الكيمياء الهيكلية الحديثة.

تطوير وجهات النظر

الكيميائي الألماني FA ثبت Kekule في عام 1857 أن الكربون هو chetyrehosnovnym. في أبسط مجمعها - الميثان - تنشأ نتيجة ل4 ذرات الهيدروجين. مصطلح "قاعدية" عالم تستخدم لتعيين عناصر خصائص الاتصال على عدد ثابت من الجزيئات الأخرى. في روسيا، والبيانات على بنية المادة المقنن A. M. Butlerov (1861). مزيد من تطوير نظرية الرابطة الكيميائية التي تم الحصول عليها من خلال تعاليم التغيير الدوري في خصائص العناصر. صاحبه - متميز آخر الكيميائي الروسي D. I. مندليف. ثبت أن التكافؤ للعناصر الكيميائية في المركبات، وغيرها من الممتلكات هي التي تحدد الموقف التي يشغلونها في نظام الدوري.

تمثيل رسومي من التكافؤ والترابط الكيميائي

إمكانية جزيئات تصور - واحدة من مزايا لا شك نظرية التكافؤ. ويبدو أن النموذج الأول في عام 1860، ومنذ 1864 وقد تم استخدام الصيغ الهيكلية التي تمثل علامة كفافي الكيميائية في الداخل. بين رموز الذرات اندفاعة تدل الرابطة الكيميائية، وعدد خطوط تساوي التكافؤ. في تلك السنوات نفسها، قدم نموذج sharosterzhnevye الأول (انظر. الصورة في اليسار). في عام 1866 اقترح Kekule نمط فراغي من ذرات الكربون في شكل هرمي، الذي تدرج أسماؤهم في كتاب "الكيمياء العضوية".

التكافؤ للعناصر الكيميائية، وظهور علاقات دراستها من قبل G. لويس، الذي نشرت أعماله في عام 1923 بعد اكتشاف الإلكترون. ما يسمى سالبة جزيئات صغيرة جدا، والتي هي جزء من قذائف نووية. في كتابه، وتستخدم لويس نقطة حول الجوانب الأربعة من الرمز الكيميائي للعرض من إلكترونات التكافؤ.

التكافؤ من الهيدروجين والأكسجين

قبل خلق نظام الدوري من التكافؤ للعناصر الكيميائية في مركبات وقدم للمقارنة مع الذرات التي يعرف ذلك. وقد تم اختيار الهيدروجين والأكسجين كمرجع. ينجذب إما استبدال عنصر كيميائي آخر لعدد معين من ذرات H، وO.

بهذه الطريقة، تم تحديد الخصائص في المركبات أحادي التكافؤ مع الهيدروجين (تم تعيينه تكافؤ العنصر الثاني من الأرقام الرومانية):

• حمض الهيدروكلوريك - كلورو (I):
• H ₂ O - الأكسجين (II)؛
• NH ₃ - النيتروجين (III)؛
• CH ₄ - الكربون (IV).

وأكاسيد K ₂ O، CO، N ₂ O _3، شافي _2، SO ₃ تم تحديدها من قبل التكافؤ المعادن واللا فلزات الأكسجين، ومضاعفة عدد الذرات الحاقه O. حصل القيم التالية: K (I)، C ( II)، N (III) ، سي (IV)، S (VI).

كيفية تحديد التكافؤ للعناصر الكيميائية

هناك قوانين تشكيل الروابط الكيميائية مع أزواج الإلكترونات المشتركة:

• نموذجي التكافؤ الهيدروجين - I.
• التكافؤ الأكسجين العادي - II.
• لعناصر اللافلزات-انخفاض التكافؤ يمكن تحديده من خلال صيغة 8 - № المجموعة التي كانت موجودة في نظام الدوري. أعلى، إذا كان يمكن تحديد رقم المجموعة.
• لعناصر جانب المجموعات الفرعية الحد الأقصى الممكن التكافؤ هو نفس عدد المجموعات في الجدول الدوري.

ويتم تحديد التكافؤ للعناصر الكيميائية للمركب من صيغة التصغير باستخدام الخوارزمية التالية:

1. سجل على أعلى من القيمة المعروفة المألوفة كيميائيا لأحد العناصر. على سبيل المثال، في المنجنيز ₂ O ₇ الأكسجين التكافؤ هو II.
2. حساب القيمة الإجمالية، التي يجب أن تكون مضروبة في التكافؤ عدد ذرات العنصر الكيميائي نفسه في الجزيء، 2 * 7 = 14.
3. تحديد تكافؤ العنصر الثاني، الذي هو غير معروف. الفجوة الحصول في ثانية. 2 قيمة من قبل عدد من ذرات المنغنيز في الجزيء.
4. 14: 2 = 7. التكافؤ أكسيد المنغنيز في أعلى مستوياته - VII.

التكافؤ الدائم والمتغير

قيم التكافؤ من الهيدروجين والأكسجين مختلفة. على سبيل المثال، الكبريت في مجمع H ₂ S هو ثنائي التكافؤ، كما هو الحال في صيغة SO ₃ - سداسي التكافؤ. أول أكسيد الكربون يتفاعل مع الأكسجين، وثاني أكسيد CO CO _2. المجمع الأول هو التكافؤ من C II، وفي الثانية - IV. نفس القيمة في الميثان CH _4.

معظم العناصر لا تظهر التكافؤ ثابت ومتغير، على سبيل المثال، والفوسفور والنيتروجين والكبريت. أدى البحث عن الأسباب الرئيسية لهذه الظاهرة إلى نظرية الترابط الكيميائي والمفاهيم الإلكترونات غلاف التكافؤ، المدارات الجزيئية. وجود قيم مختلفة لنفس الخصائص التي تم الحصول عليها مع شرح تركيب الذرات والجزيئات الموقف.

المفاهيم الحديثة التكافؤ

وتتكون كل ذرة من نواة موجبة تحيط بها إلكترونات سالبة الشحنة. الغلاف الخارجي، التي تشكل، هي التي لم تكتمل. هيكل الانتهاء هو الأكثر استقرارا، أنه يحتوي على 8 إلكترونات (الثماني). الروابط الكيميائية مع نتائج أزواج الإلكترونات المشتركة في ذرات ظروف مواتية بقوة.

قاعدة لتشكيل المركبات هي الانتهاء من قذيفة أو من خلال تلقي الإلكترونات المفردة نكص - اعتمادا على ما إذا كانت العملية أسهل لتمرير. إذا توفر الذرة لتشكيل الرابطة الكيميائية الجزيئات السلبية عدم وجود الزوج، والسندات التي تشكل طالما أنه الإلكترونات المفردة. وفقا لمفاهيم الحديثة، والتكافؤ في ذرات العناصر الكيميائية - هو القدرة على إنتاج عدد معين من السندات التساهمية. على سبيل المثال، في الجزيء، H ₂ S الكبريت وكبريتيد الهيدروجين يكتسب التكافؤ II (-)، وذلك لأن كل ذرة تشارك في تشكيل اثنين من أزواج الإلكترونات. علامة "-" يشير إلى جذب الزوج الإلكترون إلى العنصر أكثر كهربية. على الأقل كهربية لقيمة التكافؤ بإلحاق "+".

عندما يتعلق الأمر آلية المانحين متقبل في عملية أزواج الإلكترونات من عنصر واحد وغيرها من المدارات التكافؤ الحرة.

اعتماد التكافؤ من بنية الذرة

ينظر على سبيل المثال الكربون والأكسجين، لأنها تعتمد على بنية المواد التكافؤ للعناصر الكيميائية. الجدول الدوري لمحة عامة عن الخصائص الأساسية للذرة الكربون:

• الرمز الكيميائي - C.
• البند رقم - 6؛
• المسؤول النووي - 6؛
• البروتونات في النواة - 6؛
• الإلكترون - 6، بما في ذلك 4 الخارجي (2)، والتي تشكل الزوج، 2 - أونبايريد.

إذا تشكل ذرة كربون اثنين من السندات في CO monoookside، ثم استخدامه يتم توفير سوى 6 جسيمات سالبة. للحصول على الثمانية اللازمة لإقران 4 جزيئات السلبية الخارجية تشكيلها. الكربون لديه التكافؤ من IV (+) في ثاني أكسيد والرابع (-) في الميثان.

عدد ترتيبي الأكسجين - 8، وغلاف التكافؤ تتكون من ستة إلكترونات، اثنان منهم تشكيل الزوج وتشارك في الروابط الكيميائية والتفاعل مع ذرات أخرى. نموذجي التكافؤ الأكسجين - II (-).

الدولة تكافؤ والأكسدة

في كثير من الحالات هو أكثر ملاءمة لاستخدام مصطلح "درجة الأكسدة". ما يسمى تهمة الذرة التي ستشتري إذا كان كل الإلكترونات قد انتقلوا إلى عنصر ملزم، والتي لديها elektroootritsatelnosti قيمة أعلى (EO). عدد الأكسدة للمادة بسيطة هو صفر. عن طريق الأكسدة أكثر أضاف EO عنصر "-" علامة، أقل كهربية - "+". على سبيل المثال، مجموعة المعادن الرئيسية للأكسدة النموذجية وأيون تتهم عددا متساويا مع علامة "+". في معظم الحالات التكافؤ والأكسدة حالة الذرات في نفس المجمع يتزامن عدديا. فقط عندما التفاعل مع أكثر من ذرات كهربية حالة الأكسدة إيجابية، مع العناصر التي EO أدناه - السلبية. مفهوم "التكافؤ من" غالبا ما لا ينطبق إلا على جوهر التركيب الجزيئي.