Валентность элементов

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Химический эквивалент не является постоянной величиной, он зависит от валентности элемента. [c.5]

От чего зависит эквивалент химического элемента а) от валентности элемента б) всегда является постоянной величиной [c.10]

Проведенный выше обзор валентности элементов второго периода периодической системы позволяет понять причину отличия этих элемеитов от других. Особенно сильно это отличие выражено у трех элементов — азота, кислорода и фтора. Кроме особенностей,. обусловленных малым радиусом атомов и ионов, отличия данных элементов связаны также и с тем, что их внешние электроны находятся во втором слое, в котором имеются только четыре квантовые ячейки. Поэтому данные элементы не могут проявлять высокие валентности, которые известны для их аналогов. [c.83]

Природа сил, вызывающих адсорбцию, может быть различной. При адсорбции происходит концентрация молекул поглощаемого вещества па поверхности адсорб( нта под действием ван-дер-ваальсо-вых сил. Этот процесс часто сопровождается конденсацией паров поглощаемого вещества в капиллярных порах адсорбента, присоединением молекул поглощаемого вещества по месту ненасыщенных валентностей элементов, составляют,их кристаллическую решетку адсорбента, и другими процессами. Независимо от природы адсорбционных сил на величину адсо])бции влияют следующие факторы природа поглощаемого вещества, температура, давление и примеси в фазе, из которой поглощается вещество. [c.384]

Если оба элемента могут образовывать друг с другом несколько соединений, то соотношение, в котором они находятся, или валентность элемента с меньшей электроотрицательностью, если последний имеет переменную валентность, также отражается в названии. [c.138]

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]

Эквивалентная масса (Э) — это масса одного эквивалента элемента (г/моль). Эквивалентная масса равна частному от деления молярной массы его атомов (А) на валентность элемента (В) в данном соединении Э=А/В. Например, эквивалентная масса серы в SO2 и SO3 соответственно равна 32/4 = 8 г/моль и 32/6=5,33 г/моль. [c.5]

Когда Менделеев составлял периодическую таблицу, он исходил из валентности элементов, поскольку о распределении в них электронов в то время ему еще ничего не было известно. Теперь вполне разумно было предположить, что валентность элемента определяется его электронной структурой. [c.158]

Химические свойства элементов и их соединений являются периодической функцией заряда ядра атома. С ростом заряда ядра, т.е. порядкового номера элемента, периодически меняются строение двух внешних электронных оболочек, радиусы атомов, радиусы и заряды ионов. Эти факторы определяют валентность элемента, его окислительно-восстановительную способность и кислотно-основную характеристику. Количество электронов на двух оболочках (предпоследний и наружный слои) приведено в табл. 4, радиусы атомов — в табл. 5. [c.12]

Число атамов элемента валентность элемента [c.8]

Простейшим представлением в теории химической связи, по-видимому, является понятие валентности, называемой также емкостью насыщения. Валентность элемента в данном соединении определяется как отношение его истинного ато.много веса (массы) к соединительному весу в данном соединении [c.294]

Исходя из изложенных представлений, определим валентность элементов второго периода периодической системы. [c.82]

Позже, с развитием представлений о строении атомов, валентность элементов стали связывать с числом неспаренных электронов, благодаря которым осуществляется связь между атомами. [c.42]

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]

Разместив естественным образом водород в системе, не трудно будет понять и объяснить многообразие его свойств. Спиральная модель учитывает и иллюстрирует зю его качество. Оно вытекает из особенности электронной оболочки атомов водорода. Единственный электрон, не ограниченный ни снизу, ни сверху другими слоями, может принимать разные состояния возбуждения, менять орбитали, а также знак валентности +1 или —1 и выступать от любой из семи валентных групп. Это хорошо иллюстрируется отсутствием границ между валентными группами в первом периоде (центральный круг на модели). Так что водород может "дрейфовать по всей акватории спектра валентностей в первом периоде. И это не является только его привилегией. Ведь и другие химические элементы не всегда следуют валентности, предписанной им местом в системе. Например, Fe (УП1 группа) часто выступает в химических соединениях как 1, 2 и 3-х валентный элемент. Нет нужды приводить другие примеры. Практически все химические элементы дрейфуют по всему валентному спектру, но знают свой постоянный причал-клетку . [c.172]

Чтобы написать формулу, нужно знать валентность элементов, образующих соединение. Валентность может быть определена из соотношения [c.161]

Таким образом, валентность элемента в общем случае определяется числом орбиталей, использованных при образовании химической связи. [c.62]

Валентность кислорода, как правил , равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его вал ентность как удвоенное числа 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, ЗЮг, SO [c.35]

Валентность, определяемая последним соотношением, называется стехиометрнческой валентностью элемента. Пользуясь этим соотношением, нетрудно установить точное значение атомной массы элемента, если известны ее приближенное значение и точное значение эквивалентной массы. Для этого сначала находят стехиометрическую валентность элемента делением приближенного значения мольиой массы атомов элемента на эквивалентную массу. Поскольку стехнометрнческая валентность всегда выражается целым числом, то полученное частное округляют до ближайшего целого числа. Умножая затем эквивалентную массу на валентность, получают точную величину мольной массы атомов элемента, численно совпадающую с атомной массой элемента. [c.37]

Элементы, входящие в первую группу, образуют оксиды с общей формулой R20, во второй — КО, в третьей — КгОз и т. д. Таким образом, наибольшая валентность элементов каждой группы по ккатороду соответствует, за немногими исключеииями, номеру группы. [c.51]

Валентность элемента в химическом соединении может быть найдена исходя из ху1Мической формулы, если известна валентность других элементов. [c.59]

Эта теория обтояснпла многообразие органических веществ. А. М. Бутлеров показал , что внутренняя структура молекул познаваема, доступна для сознательного воспроизведения. Изучая химические превраптения, на основе теории А. М. Бутлерова можно узнать строение молекул — эта теория указала химические методы исследования строения вещества. Например, для молекулы этило-гюго спирта СдНбО с учетом валентности элементов можно предположить два варианта структуры [c.53]

Валентность элементов на основании представлений Гейтлера и Лондона. Гейтлером и Лондоном было рассмотрено также взаимодействие двух атомов Не. В этой системе невозможно об-разваиие химической связи, так как здесь имеются две пары электронов с одинаковыми спинами. [c.81]

Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (точнее волновых функций) неспареиных электронов, в результата которого между атомами создается зона повышенной электроиной плотности, обусловливающая химическую связь. Очевидно, если в атоме имеется п неспареиных электронов, то этот атом может образовать химические связи с м, другими атомами, имеющими по одному иеспареииому электрону. Поэтому, согласно представлениям Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов, которые имеются в его атоме. Таким образом, квантовомеханические расчеты Гейтлера и Лондона дали теоретическое обоснование предположению о том, что химическая связь обусловлена парой электронов. [c.81]

Число электронов, которые атом данного элемента может дять для образования связей с другими атомами, а следовятельио, и валентность элемента определяются тем, что наружная электронная оболочка является наиболее устойчивой, когда обладает структурой из восьми электронов (электронный октет), кроме первой оболочки (у водорода), для которой устойчивой является структура из двух электронов. Прн этом электронные, пары, связывающие данные два атома, следует считать принадлежащими обоим (как одному, так и другому) атомам, что схематически показано для молекулы фтора [c.63]

Первый период включает всего два элемента, второй и третий периоды — по восемь, четвертый и пятый — по восемнадцать, шестой, седьмой — по тридцать два элемента. Первые три периода называются малыми, а четвертый и с.аедующие—большими. Большие периоды подразделяются на ряды, малые же периоды совпадают с соответствующими рядами. В каждой группе элементы больших периодов подразделяются на две подгруппы — главную и побочную. Элементы малых периодов — второго и третьего — относятся к главной подгруппе. Основанием для помендеиия элементов в ту или иную группу являлась максимально возможная валентность элемента — ее значению соответствует 1юмер группы псключенпе составляют кислород, фтор, неон и элементы побочной подгруппы VIH группы, валентность которых не достигает соответственно шести, семи и восьми, а такл<е элементы побочной подгруппы I группы, валентность которых достигает трех. Номер каждого периода совпадает с числом электронных уровней в оболочках атомов, номер группы — с числом электронов па наружном уровне электронной оболочки, хотя это выполняется только для атомов элементов главных подгрупп. [c.36]

Валентность химических элементов. Под валентностью, как известно, понимают способность атомов данного элемента соединяться с атомами другого элемента в определенных соотношениях, За единицу валентности была принята соответствующая способность атома водорода. Валентность элемента определяли как способность его атома присоединять (или замещать) то или иное число атомов водорода. В связи с возникновением и развитием теории строения атома и химической связи вален гность стали связывать с соответствующими структурно-теоретическими представлениями, а именно с числом электронов, пере-ходян их от одного атома к другому, или с числом химических связей, Bi.l.зпикaк)Lми.x мсж.ау атомами в процессе образования химического соединения. [c.44]

Атомы элементов главной подгруппы VUI группы периодической системы и нормальном состоянии не содержат непарных элек-тронов. Этим и объяснялась инертность этих элементов, т. е. неспособность их атомов к образованию химических соединений. Очевидно, что возбуждение атомов гелия и неона не может привести к появлению непарных электронов, соответственно, в первом и втором уровне их электронных оболочек. Однако у других элементов этой группы — аргона, криптона, ксенона и радона — благодаря наличию на нарул<ных уровнях их электронных оболочек свободных -орбиталей возбуждение может привести к появлению непарных электронов, причем число их может достигнуть восьми. С эт[1м, естественно, связана возможность образования этими элементами химических соединений, в которых валентность элементов может достигать восьми. В последние годы [c.46]

Важной количестванной 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 НГ фтор одновалентен, в аммиаке ЫНз азот трехвалентен, в кремневодороде 31Н4 кремний четырехвалентен и т. д. [c.42]

Каковы основные [юложения ттории валентных связей По каким механизмам возможно образование ковалент юй связи Как оценить валентность элементов в молекуле Чем определяются налентные возможности элемента От че1о зависит пространственная конфигурация молекул В чем сущность модели гибридизации орбиталей центрального атома молекулы и модели локализованных электронных пар [c.63]

Стремление во всех случаях объяснить значение стехиометрической валентности элементов через число их валентных электронов приводит к структурам, которые неверно передают свойства образуемых ими соединений. В этом смысле очень неудачны графические формулы, составляемые по числу валентных электронов атомов. Так, исходя из грехвалентности алюминия и двухвалентности кислорода [c.80]

Какова валентность элементов в соединениях N0, СО, ВР, О2, Вг, Сз В обоснование ответа приведите электронные конфигурации (распределение электронов по орбиталям) этих молекул. Можно ли считать в этих соединениях кислород двухвалентным, фтор одновалентным, бор и углерод нульва-лентными [c.81]

Однако в большинстве случаев между значением степени окисления и валентностью элемента (число двухцентровых электронных связей) прямой связи нет. Например, на основании стехиометри-ческого состава считается, что в ВеС12 атом бериллия проявляет степень окисления - -2, а хлор —1. Но молекула ВеСЬ в обычных условиях полимерна и атом Ве имеет четыре, а атом С1 —две связи [c.84]

И9. Некоторый элемент, проявляющий двоякую г.а-лентность, образует два хлорида и два окисла. Процентное содержание хлора в хлоридах имеет отношение 1 1,271, кислорода—1 1,501 при условии, что валентность элемента в хлоридах и окислах соотсетственно одинакова. Определите атомный вес и название элемента [c.17]

Заметим, что поглощение данным твердым соединением атомов тех или иных элементов, в том числе и входящих в его состав, связанное с образованием межатомных связей между поглощенными атомами и исходными атомами твердого вещества, с химической точки зрения следует рассматривать как процесс образования новых твердых соединений, например, ряда твердых оксидов титана или ряда металлокомплексов [ЫаС1]Ыа,г, так как этот процесс приводит, конечно, к образованию кристаллической структуры иного строения, чем исходная. В их структуре есть и атомы в междоузлиях и вакансии, но нет никакого избытка элементов. Это становится ясно, если учесть истинные валентности элементов. [c.168]

Для элементов, проявляющих переменную валентность, влияние величины заряда выражается в следующей закономерности в низшей валентности элемент характеризуется основными свойствами, а в высшей — кислотными. Например, r дает типичное основание Сг ОН)г Сг(ОН)з обладает амфотерными свойствами, а Сг + образует кислоту Н2СГО4. [c.21]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология