Валентность. Степень окисления Валентность

Способность атомов при взаимодействии между собой образовывать ковалентные связи количественно характеризуется валентностью.

Валентность – это число ковалентных связей, которые данный атом образует в соединениях с другими атомами. В простейшем случае (если предположить, что ковалентная связь образуется только по обменному механизму) возможные значения валентности определяются числом неспаренных электронов на внешнем электронном слое у атома.

При этом в образовании химических связей одновременно принимают участие все неспаренные электроны атома, расположенные на его внешнем электронном слое.

Например: у атома F на внешнем слое имеется 1 неспаренный электрон

₉F 1s²2s²2p⁵

значит F в своих в соединениях будет проявлять валентность 1; у атома P в основном состоянии на внешнем слое находится 3 неспаренных электрона

₁₅Р 1s²2s²2p⁶3s²3р³

значит в этом случае Р будет проявлять валентность 3.

Следует, однако, учитывать, что если на внешнем слое у атома имеются вакантные орбитали и неподеленные электронные пары, то в возбужденном состоянии число неспаренных электронов у него может увеличиваться за счет распаривания пар.

Возбужденным называется такое состояние атома, при котором он обладает большей энергией, чем в основном состоянии.

Процесс перехода атома из основного в возбужденное состояние называется возбуждением атома. В ходе возбуждения и осуществляется разъединение спаренных электронов и перемещение одного из них со своего подуровня на вакантную орбиталь другого подуровня (с большим значением l). При этом спиновое квантовое число переходящего электрона изменяется на противоположное.

На протекание этого процесса затрачивается энергия, которая чаще всего поглощается атомом извне. В результате этого внутренняя энергия атома повышается и он переходит в менее устойчивое состояние, из которого будет стремиться возвратиться в свое основное состояние.

Однако, если распаривание электронных пар происходит в пределах одного энергетического уровня, то затраченная на это энергия, как правило, с избытком компенсируется энергией выделенной при образовании дополнительных химических связей. В результате атом будет обладать меньшим запасом энергии, чем до возбуждения и, следовательно, перейдет в более устойчивое состояние.

При распаривании электронной пары и переводе одного из ее электронов на вакантную орбиталь другого уровня (с большим значением n), затраты энергии, как правило, не компенсируются образованием дополнительных ковалентных связей. В связи с этим данный процесс является энергетически невыгодным и поэтому не осуществляется.

В написании возбужденный атом обозначается звездочкой *, которая ставится в виде верхнего индекса над его символом.

Например: у атома Cl на внешнем слое в основном (невозбужденном) состоянии, как и у F тоже имеется 1 неспаренный электрон.

₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3р⁵

Значит, в этом случае его валентность будет равна 1. Но в возбужденном состоянии число неспаренных электронов у атома Cl может увеличиваться до 3, 5 или 7 (в зависимости от количества распарившихся пар):

Cl*

Первая стадия

Cl*

соответственно и возможные значения валентности у атома Сl будут равны в возбужденном состоянии 3, 5 или 7. Для фтора данный процесс невозможен из-за отсутствия на его внешнем энергетическом уровне вакантных орбиталей.

Атом фосфора в возбужденном состоянии будет проявлять валентность 5

Р*

Следует также учитывать, что у d-элементов валентными являются не только электроны внешнего слоя, но и неспаренные электроны, расположенные на d-подуровне предвнешнего слоя.

Причем неспаренные электроны d-подуровня предвнешнего слоя в отличие от электронов внешнего слоя могут принимать участие в образовании химической связи не все сразу, а по частям, в зависимости от созданных условий.

Например:

₂₃V 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶3d³4s²

На внешнем слое у атома V находятся 2 s-электрона, которые легко распариваются при возбуждении. За счет их V будет проявлять валентность 2, но у ванадия валентными будут и неспаренные электроны, расположенные на 3d-подуровне. С учетом их он будет проявлять валентность 3, 4, 5 (в зависимости от количества d-электронов, участвующих в образовании связи).

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶3d⁵4s²

У Mn на внешнем слое находятся 2 s-электрона. За счет их в возбужденном состоянии Mn может проявлять валентность 2. Кроме того, Mn будет проявлять валентность 3, 4, 5, 6, 7 (в зависимости от числа d-электронов, принимающих участие в образовании связи).

Для многих атомов (О, N, …) возможные значения валентности не совпадают с числом неспаренных электронов на внешнем слое. Например: N в соединениях (NH₄⁺, HNO₃) проявляет валентность 4, а на внешнем слое у него – 3 неспаренных электрона.

₇N 1s²2s²2p³

Кислород в некоторых соединениях проявляется валентность 3 (Н₃О⁺, СО), а на внешнем слое у него находится только 2 неспаренных электрона.

₈О 1s²2s²2p⁴

Это объясняется тем, что дополнительные связи образуются по донорно-акцепторному механизму, причем атомы N и О выступают в роли доноров электронной пары.

Известно также молекулярное соединение фтора с бором (B ≡ F), в котором фтор проявляет валентность, равную трем. Одну связь он образует по обменному механизму, а две оставшиеся – по донорно-акцепторному механизму.

Следовательно, более полным определением валентности может быть следующее.

Валентность химического элемента равна числу электронных орбиталей, которые данный атом использует для образования ковалентных связей.

При этом связь может быть образована как с помощью орбитали, содержащей неспаренный электрон, так и с помощью свободной орбитали (если атом выступает в роли акцептора) или орбитали, содержащей электронную пару (если атом выступает в роли донора). В свете вышесказанного атомы практически всех элементов в соединениях должны проявлять переменную валентность. Исключение составляет водород, который всегда одновалентен, так как у него имеется только одна электронная орбиталь.

Элементы второго периода в соединениях не могут проявлять валентность больше 4, так как у них на внешнем слое содержится только четыре электронные орбитали. Для элементов других периодов (3, 4 и т.д.) валентные возможности выше, но на практике не превышают обычно 8.

В молекулах большинства соединений, которые рассматриваются в рамках школьного курса, ковалентные связи между атомами образуются по обменному механизму. В то же время существует обширный класс так называемых комплексных соединений. В их молекулах ковалентные связи образуются главным образом по донорно-акцепторному механизму.

Имеется множество соединений, в молекулах и ионах которых ковалентные связи между атомами образуются как по обменному, так и по донорно-акцепторному механизмам (СО, NH₄⁺, H₃O⁺, HNO₃ и другие).