Валентность понятие по водороду

Для атома водорода уже в 1927 г. были получены точные решения уравнения Шрёдингера. Эти решения приводят к понятиям атомной орбитали, квантовых чисел и квантованию энергии, которые являются фундаментальными в современной теории валентности. Атом водорода состоит из электрона и протона. Если г — расстояние между этими частицами, то их потенциальная энергия равна — г. Так как протон значительно тяжелее электрона, при рассмотрении движения электрона в атоме водорода можно считать, что протон покоится и находится в центре масс. Тогда уравнение Шрёдингера для электрона в атоме водорода запишется [c.14]

Точно установленный состав этого соединения никак ие мог быть объяснен с точки зрения обычных представлений о валентности азота, хлора и водорода. Были известны и другие более сложные соединения, для установления природы которых первоначальное понятие о валентности оказалось явно недостаточным. Альфред Вернер (1866—1919) в 1891 г. для случаев, когда к молекулам соедииений, в которых валентность элементов была полностью насыщена, присоединялись другие молекулы, предложил понятие побочной валентности. Вслед за этим (1893) Вернер разработал координационную теорию для объяснения природы этих молекулярных соединений, которые в дальнейшем были названы комплексными соединениями. В настоящее время механизм образования химических связей в комплексных соединениях вскрыт на основе электронных представлений. Рассмотрим этот механизм на примере образования соединения аммиака с хлороводородом. [c.65]

Развитие начинается с вида атомов, у которых в электронной оболочке содержится минимум электронов и, естественно, такое же число протонов в ядре, т. е. Ер" = Ее = 0. Его местом на оси абсцисс является начало координат. На оси А при этом может быть несколько значений, так как она слагается из суммы А = Ер" + EN и при Ер" = О, А = ЕК. При ЕК = 1, А = 1 и т. д. Это ни что иное, как нейтрон — одна из структурных единиц ядра, лежащая в основе эволюции атомов. С него и начинается ряд химических элементов. Определение понятия химического элемента позволяет вполне законно считать нейтрон химическим элементом (видом атомов), предшествующим водороду, общей формулы оЭо. Далее логика построения системы проста. Если заполнение электронами квантового подслоя рассматривать как цикл, а цикл графически — круг, то фаза заполнения квантового подслоя идентифицируется с частью круга. Таким образом, полярный угол моделирует фазу заполнения электронного подслоя, наименьшей мерой которого является один электрон, он определяет еще и валентную группу. [c.157]

Водород по определению имеет валентность, равную 1. Валентность кислорода в Н2О и большинстве других соединений 2, но в пероксиде водорода, Н2О2, она равна 1. Пользуясь данными табл. 6-1, можно видеть, что С1 и Вг имеют валентность 1, Са 2, а Аз 3 углерод может проявлять различные валентности 4, 3, 2 и 1. Сера имеет валентность 2 в Н25, 4 в 502 и 6 в 50з. Валентность азота в аммиаке 3, в N02 4 и в N20 2. Отметим, что в указанных бинарных соединениях суммарная валентность всех атомов одного элемента точно равна суммарной валентности всех атомов другого элемента. В 50з один атом серы с валентностью 6 соединен с тремя атомами кислорода, имеющими каждый валентность 2. Формулировка понятия валентности, или емкости насыщения, была первым шагом на пути создания теории химической связи. Вторым шаю.м явилось введение положительных и отрицательных валентностей, с условие.м чтобы алгебраическая сумма валентностей всех атомов в молекуле была равна нулю Водороду приписывалась валентность -Ь 1 следовательно, чтобы сумма валентностей всех атомов в молекуле воды Н2О оказалась равной нулю, [c.294]

По определению показатель pH характеризуется активностью ионов Н+, т. е. ионов только одного вида. Но посредством опыта можно найти только среднюю ионную активность (для 1 — 1-валентного электролита а — а+а , стр. 36). Ввиду этого понятие активности ионов водорода является условным, и шкалу значений pH приводят в соответствие с такими величинами (например, константами диссоциации), значения которых могут быть определены точно. Измерения pH потенциометрическим методом дают согласованные с условной шкалой данные. [c.155]

Впервые понятие о валентности было введено в химию английским химиком Франклендом в 1853 г. Под валентностью, или атомностью, данного элемента он понимал число атомов другого соединяющегося с ним элемента. Если принять валентность водорода равной единице, валентности других элементов определяются как число атомов водорода, соединяющееся с одним атомом рассматриваемого элемента. Франклендом была обнаружена трехва-лентность азота, фосфора, мышьяка и четырехвалентность (вместе с А. Кольбе) углерода. В дальнейшем представления о валентности сыграли исключительно важную роль в теории химического строения Бутлерова и создании Периодической системы химических элементов Менделеева. Это свойство зависит от состояния атомов рассматриваемого элемента, природы партнера, с которым реагирует данный элемент, условий взаимодействия. Так, углерод с одним и тем же партнером — кислородом в зависимости от условии взаимодействия образует СО2 и СО, в которых состояния атомов углерода различны. На основе валентности элементов легко определить формульный состав химического соединения. Поэтому величину валентности часто называют стехиометрической валентностью. [c.74]

Понятие валентность появилось в начале XIX в. после открытия закона кратных отношений. В это время валентность элементов устанавливалась экспериментально по стехиометрическому составу соединений. В качестве стандарта были выбраны одновалентный водород (валентность по водороду) и двухвалентный кислород (валентность по кислороду). С открытием периодического закона была показана связь валентности с положением элемента в периодической системе. Высшая валентность элемента определяется номером группы периодической системы, в которой он находится. С помощью подобных представлений удалось систематизировать фактический материал в химии, предсказать состав и синтезировать неизвестные соединения. [c.78]

Основному состоянию атома Ве отвечает электронная конфигурация 15 252. 3 химических соединениях бериллий двухвалентен, поэтому его валентному состоянию обычно сопоставляют конфигурацию 15 25 2р (о понятии валентного состояния см. далее). Тогда в образовании химических связей в молекуле ВеНа будут участвовать четыре валентных АО ф1 = 2 и Ф2 = 2рх АО атома бериллия и фз = 1 5а и ф< 1 АО атомов водорода. [c.159]

Орбитали 0,, 02 воплощают идею о взаимодействии каждого валентного электрона в атоме бериллия с соответствующим ls-электроном в атоме водорода. Выбор угла а и был продиктован этими соображениями. При этом оказьшается, что локализованные на связях Ве—Н молекулярные орбитали со,, 02 представляют собой линейную комбинацию s—p гибридизованных атомных орбиталей бериллия и ls-вол-новых функций атома водорода. Такая конструкция МО напоминает соответствующее выражение (4.23) для LiH. На этом примере можно проследить возникновение понятия о валентном состоянии атома в пределах заданной молекулярной структуры. Первоначально это понятие было введено в квантовую химию в качестве априорного предполагалось, что проигрыш в энергии, связанный с возбуждением 2s 2р атома бериллия, будет в дальнейшем скомпенсирован вьшгрышем в энергии при формировании в данном примере двух химических связей Ве-Н. Отметим, что замена в определителе Слейтера орбиталей 2og, 1а их линейной комбинацией со,, 602 является вполне корректным преобразованием, переход же от со,, СО2 к со,, С02 представляет собой уже некоторую аппроксимацию. В литературе подробно изложено построение sp -и sp -гибридизованных орбиталей см. [9], [12], [20]. [c.229]

Важной количественной характеристикой, показывающей число взаимодействующих между собой атомов в образовавшейся молекуле, является валентность. Понятие о валентности элементов возникло в химии свыше ста лет назад. Валентность — свойство атомов одного элемента присоединять определенное число атомов других элементов. Количественно валентность определяется числом атомов водорода, которое данный элемент может присоединять или замещать. Так, например, в плавиковой кислоте НР фтор одновалентен, в аммиаке ННз азот трехвалентен, в кремневодороде ЗШ4 кремний четырехвалентен и т. д. [c.42]

У. Одлинг отметил, что наряду с элементами, характеризующимися переменной валентностью (например, железо и олово), имеются и такие элементы, которые отличаются неизменной степенью валентности. К ним относятся, например, водород и кислород. Он впервые (1855) стал изображать валентность соответствующим количеством штрихов, например 1Г, К, О" С1, В1 . Двухвалентное железо он изображал символом Ре", а трехвалентное — символом Ре". Но главное в работе У. Одлинга заключалось в том, что понятие валентности или атомности радикалов он распространил на атомы элементов. Более последовательно эту идею развил А. Кекуле. К концу 50-х годов XIX в. ученые уже четко различали понятия атом и эквивалент . Это помогло А. Кекуле установить валентность элементарных атомов. В 1857 г. он сформулировал следующие положения Число атомов одного элемента или... радикала, связанное с атомом другого элемента, зависит от основности или величины сродства составных частей. [c.173]

Понятие об эквиваленте. Эквивалент по водороду. Связь между эквивалентом, валентностью и атомным весом. Определение атомного веса по эквиваленту. Эквивалент сложного вещества. Валентность. Оп-ределение валентности. Образование молекул. Электровалентная и ковалентная связи. [c.47]

С установлением атомно-молекулярных представлений понятие валентности приобрело определенный структурно-теоретический смысл. Под валентностью стали понимать способность одного атома данного элемента присоединять к себе то или иное число атомов другого химического элемента. За единицу валентности была принята соответствующая способность атома водорода, поскольку отношение атомной массы водорода к его эквиваленту равно единице. Таким образом валентность химического элемента определяли как способность его атома присоединять то или иное число атомов водорода. Если данный элемент не образовывал химических соединений с водородом, его валентность определялась как способность его атома замещать то или иное число атомов водорода в его соединениях. [c.14]

Особая роль кислорода в химии. В становлении и развитии классической неорганической химии неоценимая роль принадлежит кислороду. Еще Берцелиус утверждал, что кислород — это та ось, вокруг которой вращается химия. Обусловлено это двумя причинами. Во-первых, чрезвычайно большая распространенность и исключительная реакционноспособность кислорода определяют многообразие форм его соединений. Во-вторых, классическая неорганическая химия в основном — это химия водных растворов. Другими словами, она представляет собой химию самого распространенного и самого главного соединения кислорода — оксида водорода. Поэтому многие основополагающие понятия, такие, как валентность по кислороду, окислительное число, окисление, горение, кислоты и основания, соли и т. д., были сформулированы применительно к кислороду и его важнейшим соединениям. Больше того. До 1961 г. применялась кислородная шкала атомной единицы. массы. [c.312]

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 (ковалентность, см. 39), или числом атомов, непосредственно окружающих данный атом (координационное число, см. стр. 162 и 583). С этими и близкими к ним понятиями будем знакомиться после изучения теории строения атома. [c.36]

Однако, уже почти в то же время пришлось считаться с разной по характеру химической связью между различными элементами например, при создании периодической системы элементов Менделеев различал валентность по водороду и кислороду. Так возникло понятие электровалентность , которая в соединениях с кислородом для большинства элементов является положительной, а в соединениях неметаллов с водородом — отрицательной. В дальнейшем понятие электровалентность стало включать в себя несколько понятий, которые мы и рассмотрим. [c.26]

Химическая физика опирается на фундамент квантовой механики и изучает механизмы молекулярных столкновений, перераспределение энергии внутри молекул, а также связанные с внутримолекулярными физическими процессами кинетические химические эффекты. Основные понятия и представления химической физики стали формироваться в первой четверти XX в., когда было обнаружено, что при фотохимическом взаимодействии хлора и водорода на каждый поглощенный квант энергии света образуются не одна, а сотни тысяч молекул хлороводорода. Чтобы объяснить это явление, М. Боденштейн использовал понятие о радикалах — осколках молекул или несвязанных атомов, имеющих свободную валентность и обладающих реакционной способностью значительно большей, чем валентно насыщенные молекулы. [c.22]

В качестве второго примера применения метода МО обсудим в общих чертах молекулу СН4, которая уже упоминалась в связи с изучением метода валентных связей, где с привлечением понятия гибридизация для нее получена тетраэдрическая структура. Четыре атомные 1з-орбитали 1 л, -фг, 1 3з, и я )4 четырех атомов водорода можно комбинировать различными способами (табл. А.11). Если атомы водорода расположены по углам тетраэдра, то полученные четыре комбинации (рис. А.41) имеют такую же симметрию, как и четыре атомных состояния , р , Ру, Рг центрального атома углерода. Поэтому при линейной комбинации этих четырех волновых функций углерода с волновыми функциями четырех атомов водорода получается очень хорошее перекрыва- [c.98]

Успехи химии XX в, не только не уточнили это понятие, но усугубили кризисное состояние понятия валентности. Изучение водородных связей подорвало авторитет водорода как эталона одновалентного элемента. Согласно определению, содержащемуся в учебниках [18], водород стал двухвалентным элементом. Открытие сэндвичевых соединений наделяло, по тому же определению, некоторые элементы числами валентности 10, 12 и даже 16 эти числа не координируются ни с какой разновидностью классического понятия валентности. Авторы многих учебников поэтому исключили его из теоретического арсенала химии. Восстановить это понятие в его прежних правах не удалось и после того, как вышла в свет книга Валентность крупнейшего теоретика физической химии Ч. Коул-сона [19]. [c.56]

Понятия о положительной, нулевой и отрицательной валентностях не имеют научно обоснованного смысла. Если определять валентность атома как число связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, то нельзя этому числу приписывать положительный или отри- цательный знак. Нельзя также считать валентность нулевой в молекулах простых веществ, например, Н , С . В этих молекулах осуществляется химическая связь (так же как и в молекуле НС1), а потому валентность атома водорода и хлора равна единице. В данном пособии эти понятия рассмотрены потому, что они все еще используются в практике имиков и педагогов и особенно в учебной литературе средней школы. [c.83]

Если углеводород лишается одного (или нескольких) атомов водорода, то образуется остаток, частица — углеводородный радикал " (ие следует смешивать с понятием свободного радикала ). В завпснмости от числа потерянных водородных атомов радикалы могут быть одно-, двух- и трехвалеитными. Кроме того, если в радикале свободная валентность находится у первичного атома углерода, то такой радикал называется первичным. Соответственно этому бывают вторичные (свободная валентность у вторичного атома углерода) и третичные (свободная валентность у третичного углеродного атома) радикалы [c.46]

Эти понятия очень хорошо можно проиллюстрировать на примере химической связи в соединениях углерода, но в равной мере подошел бы любой другой атом, за исключением водорода и щелочного металла. Наинизшая по энергии конфигурация атома углерода 5 25 2р . В ней неспаренными могут быть лишь два спина 2р-электронов. Исходя из этой конфигурации и метода валентных схем, следует ожидать, что углерод двухвалентен и [c.298]

Понятие валентности можно распространить и на целую группу атомов, входящих в состав молекулы. Так, в азотной кислоте группа N03 соединена с одним атомом водорода и, следовательно, одновалентна. В серной кислоте группа 364 соединена с двумя атомами водорода, т. е. двухвалентна, и т. д. Если представить себе такую атомную группу без водорода, то она, очевидно, будет иметь свободные валентности (в наших примерах — соответственно одну или две) и вследствие этого не будет способна к существованию в виде отдельного химического соединения. Подобные груп- пы атомов, имеющие свободные валентности, называются радикалами (радикалы кислот, например N03 и 504, часто называют кислотными остатками, а одновалентный радикал ОН — гидроксилом или водным остатком). Пред ставление о радикалах значительно упрощает составление формул по валентности, так как при записи многих химических реакций радикалы могут быть без изменения перенесены из одной формулы в другую. [c.28]

Как видно из текста задания, работа проводится после того, как учитель иа простых примерах даст учащимся понятие валентности и сообщит о том, что водород одновалентен. Затем учащиеся знакомятся с помещенной в учебнике таблицей, где приведены численные значения валентности некоторых элементов. [c.67]

Впервые это понятие высказал английский химик Фран анд (1825—1899) в 1852г. За единицу валенйюсти была принята валентность атома водорода. Например, в ряду соединений водорода НО, HjO, NH3, СН4 валентность по водороду для хлора—1, для кислорода—2, для азота—3, для углерода—4. Можно определить валентность и по кислороду. Например, в ряду соединений кислорода N2O, СаО, SiOj, SO3 валентность по кислороду для азота—1, для кальция—2, для кремния—4, для серы—6. У большинства элементов валентность по кислороду и водороду различна. Например, у серы по водороду—2, по кислороду—6 (H2S и SO3). Охарактеризовать валентность одним числом, как правило, нельзя. [c.16]

Впервые это понятие высказал английский химик Франкланд (1825—1899) в 1852 г. За единицу валентности была принята валентность атома водорода. Возьмем ряд соединений водородаJ H l, Н2О, NH3, СН4. Валентность по водороду для хлора—1, для кислорода —2, для азота —3, для углерода —4. Можно определить валентность и по кислороду. Возьмем ряд соединений кислорода N2O, СаО, SiOa, SO3. Валентность по кислороду для азота—1, для кальция — 2, для кремния — 4, для серы — 6. У большинства элементов валентность по кислороду и водороду различна. Например, у серы по водороду — 2, по кислороду — 6(H2S и SO3). Охарактеризовать валентность одним числом как правило нельзя. [c.24]

Физический смысл понятия валентность выясняется следующим образом. Если в атомном весе какого-нибудь элемента, например кислорода, заключаются два эквивалентных веса, то это значит, что один его грамм-атом соответствует в соединениях двум грамм-атомам одновалентного элемента. Иначе говоря, атом кислорода способен соединяться с двумя атомами какого-либо одновалентного элемента (например, водорода). Следовательно, валентность есть число, показывающее со сколькими одновалентными атомами может соединиться атом данного элемента или сколько таких атомов он может эа.иестить) при об- [c.26]

Вскоре появляется работа, результаты которой привели к мысли об определенном строении молекул. В 1852 г. английский исследователь Франкланд на основании изучения образования некоторых металл-органических соединений [СНдЫз, (СНз)2Н , (СНз)дА1, (СНз)45п и, ф.] ввел понятие об атомности валентности), численно выражающей способность атома данного элемента вступать в соединение с определенным числом атомов другого элемента. Приняв валентность водорода равной единице, можно считать, что валентность других элементов является числом, показывающим, со сколькими атомами водорода (или иного одновалентного элемента) может соединиться атом данного элемента. [c.104]

Здесь существуют два водородных мостила между атомами бора. Водород, следовательно, связан сразу с двумя атомами бора, несмотря на наличие у него только одного электрона. Это противоречит классическому понятию валентности. Кроме того, общее число валентных электронов бора и водорода равно 2-3 + 6 = 12, в то время как для образования имеющихся 8 парных взаимодействий (связей), согласно методу локализованных связей, нужно 16 электронов. То же наблюдается в молекуле Ь12р2, где четырех неспаренных электронов (2 от двух атомов Ы и 2 от двух атомов фтора) все же достаточно для образования четырех прочных связей в молекуле [Средняя энергия связи (Г1—Р) [c.188]

Таким образом, вопреки довольно распространенному мнению чисто ионных соединений с идеальной ионной связью на самом деле не существует . Между тем принято считать, что химическая связь у подавляющего большинства неорганических соединений имеет ионный характер. Объясняется это двумя исторически сложившимися причинами. Во-первых, почти все химические реакции исследовались в водной среде и представляли, по существу, ионные реакции. В то же время поведение вещества в водных растворах коренным образом отличает ся от его свойств в отсутствие воды. Так, соляная кислота относится к числу сильнейших электролитов растворенный в воде хлорид водорода полностью диссоциирует на ионы водорода и хлора. Основываясь на этом факте, можно было бы допустить ионную связь в молекуле НС1. Однако безводный хлорид водорода представляет собой почти неионное соединение, в котором эффективные заряды водорода и хлора соответственно равны +0,17 и -0,17. Во-вторых, в свете учения об ионной связи в неорганической химии укоренились представления о положительной и отрицательной валентности (электровалентности). Даже если невозможны отдача и присоединение электронов, нередко подразумевали электровалентность, т.е. ионную связь. Это усугублялось еще и тем, что в неорганической химии исключительно важную роль играет электронная теория окислительно-восстановительных реакций, постулирующая переход электронов от восстановителей к окислителям. При этом степень окисления полностью отождествлялась с элект-ровалентностью и для удобства подсчета числа отдаваемых и присоединяемых электронов заведомо неионные соединения рассматривались как вещества с ионной связью. Между тем понятие степени окисления не имеет ничего общего [c.64]

Понятие валентности можно распространить и на целую группу атомов, входящих в состав молекулы. Так, в азотной кислоте группа ЫОз соединена с одним атомом водорода и, следовательно, одновалентна. В серной кислоте группа ЗО соединена с двумя атомами водорода, т. е. двухвалентна, и т. д. Если представить себе такую атомную группу [c.30]

Для полноты обзора следует еще указать, что некоторые нсслсдователи придерживаются теории множественности связей межд> атомами кислорода. Так, насфимер, Хагеман полагает, что в Н2О2 кислород содержится в виде озона. Риус, вводя понятие о парциальных валентностях, приписывает перекиси водорода след то1.иее строение [c.118]

В 1852 г. англичанин Э. Франкленд ввел фундаментальное для всей химической науки понятие валентности, т. е. способности атома соединяться с определенным количеством атомов других элементов. Приняв валентность водорода за единицу, удалось определить валентность всех известных элементов. При этом оказалось, что некоторые элементы (щелочные и щелочно-земельные металлы, водород, кислород, фтор) всегда проявляют постоянную валентность, в то время как другие (марганец, сера, олово, железо) проявляют различную валентность в зависимости от атомов-партнеров. [c.195]

Одно из важнейших понятий химии — валентность. С развитием науки смысл этого понятия многократно менялся. В настоящее время под валентностью понимают способность атома образовывать определенное число химических связей (как правило, ковалентных) с другими атомами. Так, если атом водорода образует одну ковалентную связь, то его валентность равна единице, если атом углерода образует четыре ковалентные связп, то его валентность равна четырем. [c.57]

Введению в химию понятия валентности (Франкланд, 1853 г.) предшествовало открытие других целочисленных соотношений. В полемике с Бертоле (1801 — 1807 гг.) Пруст сформулировал закон постоянства состава химических соединений. В период 1803 — 1808 гг. Дальтон ввел понятие эквивалентов, т. е. весовых количеств элементов, соединяющихся с одной весовой частью водорода, и сформулировал закон кратных отношений. В 1808 г. Гей-Люсак, изучая химические реакции между газами, открыл, что объемы полученных газов относятся к объемам исходных газов как простые целые числа (закон объемных отношений). [c.169]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология