Валентность атомов

Понятие о валентности было введено в химию в середине XIX века. Связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе была установлена Менделеевым. Он же ввел понятие о переменной валентности. С развитием теории строения атомов и молекул понятие валентности получило физическое обоснование.

Валентность – сложное понятие. Поэтому существует несколько определений валентности, выражающих различные стороны этого понятия. Наиболее общим можно считать следующее определение: валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях.

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях НCl, Н₂O, NH₃, СН₄ валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трем, углерода – четырем.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединить один атом данного элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях N₂O, СО, SiO₂, SO₃ валентность по кислороду азота равна единице, углерода – двум, кремния – четырем, серы – шести.

У большинства элементов значения валентности в водородных и в кислородных соединениях различны: например, валентность серы по водороду равна двум (H₂S), а по кислороду шести (SO₃). Кроме того, большинство элементов проявляют в разных своих соединениях различную валентность. Кроме валентности по водороду и по кислороду, способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов можно выразить иными способами: например, числом химических связей, образуемых атомом данного элемента, или числом атомов, непосредственно окружающих данный атом.

Строение атома

Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «ατομοσ» - неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию α-частиц веществом говорили о сложном строении атома.

Модели строения атомов

Опыты Э. Резерфорда позволили ему предложить планетарную модель атома. По Э. Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть – ядро, а вокруг ядра вращаются электроны. Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро.

В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе из одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:

Е = hν,

где ν — частота электромагнитного излучения, Гц; h — постоянная Планка (h = 6,67·10^–34 Дж·с).

В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может встречаться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру.

Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.

Квантовые числа

Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа.

1. Главное квантовое число n. Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение n соответствует номеру периода. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n².

2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет формулу атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении n различаются значениями полной энергии Е. При данном значении n орбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0 до n – 1 (целочисленные значения). Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами: ℓ = 0 - s-подуровень; ℓ = 1 - р-подуровень; ℓ = 2 - d-подуровень; ℓ = 3 - f-подуровень. Подуровни различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат n и ℓ. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом ℓ равно 2(2ℓ +1).

3. Магнитное квантовое число m. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: m = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, m описывает орбиталь. При ℓ = 0, для любого значения n, m = 0. То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, m имеет всего три значения: m = –1; m = 0; m = +1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае m принимает 2ℓ +1 значений.

4. Спиновое квантовое число (s или m_s). Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два - по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа –½ и +½.