Valence (kemi)

Den valensen af et grundstof er det maksimale antal af kovalente eller ioniske bindinger at den kan danne afhængigt af dets elektroniske konfiguration . I et molekyle eller en ion er valens af et atom antallet af kovalente bindinger, som det atom har dannet. I en monoatomisk ion er dens valens dens ladning, vi taler derefter om elektrovalens. Et ensartet element er således et element, der vil danne molekyler ved at danne en enkelt kovalent binding eller monokurrede ioner; tværtimod vil de bivalente, trivalente eller tetravalente elementer associere med henholdsvis to, tre eller fire atomer i en univalent element til dannelse molekyler, som i methan (CH 4) hvor firdobbelt-valent kulstof er bundet til fire hydrogenatomer .

Den valens lag er den sidste elektroniske lag (eller ydre lag) af et atom og underlaget (s) fyldes.

Nomenklatur og fordeling af elementvalenser

Den periodiske system af elementerne , direkte relateret til deres elektroniske konfiguration , angiver enkelt- eller primære valens af de forskellige elementer, men mange elementer kan have andre valenser end angivet af tabellen.

valens 0: Han, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;
valens I ( univalent eller monovalent element ): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Cu, Ag, Au, F, Cl, Br, I;
valens II ( bivalent eller divalent element ): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd, Pt, Hg, Sn , Pb, O, Se, Te, C;
valens III ( trivalent element ): B, Al, Au, Fe, Co, Ni, Cr, Mn, Cl, Br, I, Ga, In, Tl, N , P, As, Sb, Bi, Po;
valens IV ( tetravalent element ): C, Si, Ge, Sn, Pb, S, Se, Te, Pt, Ir, Mn;
valens V ( pentavalent element ): Bi, Sb, As, I, Br, Cl, P;
valens VI ( hexavalent element ): Te, Se, S, Mn, Cr;
valens VII ( heptavalent element ): Mn, Cl, Br, I.

Princip

Et atom øger dets stabilitet, når dets ydre elektronskal ( valensskal ) er komplet, dvs. det indeholder det maksimale antal elektroner, det kan holde. Til dette kan det associeres i obligationer med andre atomer, enten ved at opgive eller ved at erhverve elektroner; hvis det giver efter, er det således, at det ydre lag altid er det nederste lag. (Se også byte-reglen .)

Grundlæggende eksempler:

de ædle gasser ( He , Do , Ar , Kr , Xe , Rn ) har en naturligt komplet valensskal og forenes derfor ikke med andre atomer: deres valens er 0. Af denne grund er der i naturen i formen af monoatomiske gasser ;
et hydrogenatom H kan kun danne en binding med ethvert andet atom. Dens valens er derfor 1, det er et univalent eller monovalent element . Således i brint molekyle H 2 , er to H-atomer bundet med en kovalent binding ;
den oxygen atom O har kapacitet til at associere med to atomer, dets valens er derfor 2: Det er en bivalent eller divalent element . I vand molekyle , H 2 Odanner oxygenatomet to kovalente bindinger, en med hvert hydrogenatom . Hver af disse danner i overensstemmelse med deres monovalens kun en binding;
et carbonatom C er tetravalent og kan danne op til fire bindinger. Således i methan -molekylet CH 4, kulstof bærer fire hydrogenatomer.

Valens af atomer i molekyler

Inden for rammerne af et molekyle er valens af et atom pr. Definition antallet af bindinger, som dette atom har dannet. For eksempel, selv valensen af carbon som et element er 4, i tilfælde af en carben (R 2 C :), valensen af carbon er 2.

Flere elementer findes i forskellige grader af oxidation . I tilfælde af ikke-metalliske grundstoffer er oxidationstilstande relateret til valens. Således, fosfor har + III og + V oxidationstrin tilstande (det kan involvere tre eller fem elektroner i polariserede kovalente bindinger ). Analogt taler vi om pentavalent fosfor (fem bindinger) og trivalent fosfor (tre bindinger).

Tilfælde af flere links

En obligation kan være dobbelt , tredobbelt eller firdoblet . For eksempel i tilfælde af kuldioxid , CO 2hver af de to iltatomer danner en kovalent dobbeltbinding med det centrale carbon. Den formel af molekylet er: O = C = O. I sidstnævnte er carbon tetravalent (to dobbeltbindinger) og divalent ilt (en dobbeltbinding).