Валентность
Общие сведения
Валентность представляет собой фундаментальное химическое понятие, определяющее способность атомов химических элементов вступать в химические связи с другими атомами. В основе образования валентной связи лежит процесс обобществления электронов, при котором формируется электронная пара, принадлежащая одновременно двум взаимодействующим атомам. Теоретическое обоснование природы химической связи получило развитие с применением математического аппарата квантовой механики. В частности, в 1927 году на основе уравнения Шредингера физики Вальтер Гайтлер и Фриц Лондон вывели строгую зависимость потенциальной энергии квантовой системы от расстояния между ядрами взаимодействующих атомов водорода.
Механизмы взаимодействия атомов
Процесс образования химической связи всецело зависит от баланса сил притяжения и отталкивания, возникающих при сближении атомов. Когда сближаются атомы, обладающие электронами с антипараллельными (противоположно направленными) спинами, эти электроны притягиваются положительно заряженными ядрами (протонами) обоих атомов. В результате такого притяжения потенциальная энергия системы уменьшается, происходит выделение энергии и образование устойчивой химической связи.
Одновременно с силами притяжения в системе действуют силы отталкивания: между электронными оболочками и между самими ядрами. По мере сближения атомов эти силы отталкивания закономерно возрастают. На определенном расстоянии между ядрами достигается равновесие сил, при котором потенциальная энергия системы становится минимальной, что соответствует наиболее стабильному энергетическому состоянию молекулы. Именно в этом состоянии между ядрами наблюдается максимальная электронная плотность. В том случае, если сближаются атомы с электронами, имеющими параллельные спины, электронная плотность в пространстве между ядрами оказывается минимальной, и связь не образуется. Этим объясняется невозможность образования двухатомных молекул у элементов, внешние орбитали которых заполнены исключительно спаренными электронами (например, у неона или бериллия в невозбужденном состоянии).
Количественные характеристики и номенклатура
Количественной мерой валентности элемента выступает число атомов или молекул, с которыми данный атом способен образовать химические связи. Способность атома к образованию связей напрямую зависит от количества неспаренных электронов на его внешних электронных оболочках. Каждый неспаренный электрон потенциально способен образовать одну ковалентную связь. В зависимости от числа таких электронов в образовании связи могут участвовать несколько электронных пар, что приводит к формированию кратных связей. Например, атом углерода способен образовывать двойные связи, а атом азота, имеющий три неспаренных электрона на p-подуровне, способен к образованию тройных связей.
Исходя из значений валентности взаимодействующих элементов, осуществляется математический расчет химических формул. Например, атом кислорода имеет на внешнем энергетическом уровне два неспаренных электрона, следовательно, его валентность равна двум. Атом водорода обладает одним неспаренным электроном и является одновалентным. При их взаимодействии образуется молекула воды, содержащая два атома водорода на один атом кислорода. Подобным образом формируется соединение кислорода со фтором: поскольку фтор имеет один неспаренный электрон на внешнем уровне, кислород связывается с двумя атомами фтора, образуя фторид кислорода.
Явление переменной валентности
Многие химические элементы обладают способностью проявлять переменную валентность. Данное явление обусловлено возможностью задействования вакантных орбиталей (например, d-орбиталей) для распаривания электронов при переходе атома в возбужденное энергетическое состояние. Классическим примером является сера, которая в зависимости от химического окружения может проявлять валентности два, четыре и шесть.
Согласно периодическому закону, максимальная валентность элемента, как правило, соответствует номеру группы периодической системы, в которой он располагается. Сера находится в шестой группе, и ее максимальная валентность равна шести. Абсолютный максимум валентности среди всех известных элементов равен восьми. Такую валентность проявляет, в частности, осмий, валентная электронная конфигурация которого включает шесть электронов на d-подуровне и два электрона на s-подуровне в сумме дающих восемь валентных электронов.
Донорно-акцепторный механизм
Помимо традиционного обменного механизма образования ковалентной связи, при котором каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону, существует донорно-акцепторный механизм. При таком типе взаимодействия ковалентная связь формируется между атомом, имеющим заполненную атомную орбиталь (неподеленную электронную пару), и атомом или ионом, обладающим вакантной орбиталью.
Частица, предоставляющая электронную пару, называется донором, а частица, предоставляющая вакантную орбиталь — акцептором. Характерным примером является процесс образования иона аммония из молекулы аммиака и иона водорода. В молекуле аммиака атом азота выступает в роли донора за счет наличия неподеленной пары электронов. Ион водорода лишен электронов, обладает вакантной орбиталью и выполняет роль акцептора. При их взаимодействии электронная пара азота перемещается на вакантную орбиталь водорода, формируя прочную связь и образуя положительно заряженный ион аммония. В данном соединении атом азота образует четыре полноценные связи, и его валентность равна четырем.
Обобщая все механизмы взаимодействия, наиболее полное определение гласит: валентность — это число неспаренных электронов атома, а также число связей, которые данный атом образует по донорно-акцепторному механизму.
См. также
Взаимодействие между молекулами Водные растворы электролитов