Валентное число

Координационное число, или координационная валентность, — число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами. Координационное число обычно больше степени окисления комплексообразователя. Известны координационные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще встречаются комплексные соединения с координационной валентностью 4, 6 и [c.143]

В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]

В результате химических реакций, составляющих звено неразветвленной химической реакции, число радикалов в системе не увеличивается. Цепная реакция продолжается, пока не исчезнут частицы со свободными валентностями. Число звеньев в цепи определяет длину цепи. Длина цепи в реакции взаимодействия Н и СЬ доходит до нескольких сот тысяч звеньев. Средняя длина цепи п может быть определена из соотношения [c.605]

Как и для других р-элементов 2-го периода, максимальная валентность (число двухэлектронных двухцентровых связей) кислорода равна четырем. При этом атомы кислорода могут находиться в состоянии sp , [c.337]

Степень окисления атома элемента нельзя отождествлять с валентностью атома и зарядом иона. Термины отрицательная и положительная валентность не употребляются. Валентное число знаков не имеет. [c.120]

Электровалентность и ковалентность. Положительная или отрицательная валентность элемента — проще всего определить, если два элемента образовывали ионное соединение считалось, что элемент, атом которого стал положительно заряженным ионом, проявил положительную валентность, а элемент, атом которого стал отрицательно заряженным ионом, — отрицательную. Численное значение валентности считалось равным величине заряда ионов. Поскольку ионы в соединениях образуются посредством отдачи и присоединения атомами электронов, величина заряда ионов обусловливается числом отданных (положительный) и присоединенных (отрицательный) атомами электронов. В соответствии с этим положительная валентность элемента измерялась числом отданных его атомом электронов, а отрицательная валентность — числом электронов, присоединенных данным атомом. Таким образом, поскольку валентность измерялась величиной электрического заряда атомов, она и получила название электровалентности. Ее называют также ионной валентностью (Л. Полинг). [c.15]

Степень окисления (электровалентность) характеризует заряд ионов данного химического элемента в данном соединении. Число отдаваемых электронов определяет положительную валентность, число присоединяемых электронов — отрицательную валентность. Например, в соединениях ВаСЬ и КагО барий проявляет положительную электровалентность (2+), натрий — (I" ). хлор имеет отрицательную валентность (1 ), кислород — (2-). [c.77]

Отметим отступления от максимальной положительной валентности у р- и ( -элементов в табл. 27 верхние числа отвечают номерам подгрупп, или предполагаемой валентности, числа под символом—фактическая валентность. [c.86]

Атомы многих элементов могут увеличивать свою валентность (число неспаренных электронов) в результате перехода из основного состояния в возбужденное состояние. [c.108]

Одиночные (или неспаренные) электроны в электронных оболочках атомов, за счет спаривания которых возникает химическая связь в молекулах, называют валентными. Число общих электронных пар, образующихся при взаимодействии атомов химических элементов, определяет их валентность. Так, два атома водорода, имеющие по одному неспаренному, т. е. валентному, электрону, при соединении в молекулу образуют одну общую пару электронов, т. е. проявляют валентность, равную единице. Схематически образование молекулы Из из двух атомов водорода можно представить следующим образом [c.241]

Соединение Число валентных Число атомов ФЭК, элект- Тип структуры [c.220]

Установите соотношение между валентностью, числом соседних связанных атомов и типом связи в элементных веществах водороде, углероде, азоте, кислороде, фторе и родственных им простых веществах. [c.204]

Числа в вершинах циклов обозначают эффективные заряды атомов стрелки, проведенные от вершин, — индексы свободной валентности числа на линиях а-связей — подвижные порядки связей симметрично к пунктирной линии — соответственно те же индексы. [c.250]

В состав молекулы всякого основания входят металл и некоторое, Б зависимости от его валентности, число радикалов ОН. Зная, что гидроксил одновалентен, из формулы основания легко найти валентность металла или по валентности металла составить формулу основания. При рационализированных названиях гидроокисей (с использованием для радикала ОН термина гидроксид или гидроксо ) формула дается прямо в названии например, медь-гидроксид —СиОН или медь-дигидроксид —Си (ОН) 2- Число имеющихся в молекуле гидроксилов определяет кислотность основания. Так, NaOH — однокислотное основание, Mg(0H)2 — двухкислотное и т. д. [c.55]

Таким образом, последовательное заполнение электронных оболочек в порядке увеличения суммы п + I (см. рис. 2.12) приводит к слоистому строению атомов. Полностью заполненные внутренние слои образуют электронный остов атома, а внешние электроны, способные принимать участие в образовании химических связей, являются валентными. Число валентных электронов и вид заполненных и вакантных АО валентной оболочки в основном и определяют химические свойства элементов. Периодическая повторяемость числа валентных электронов и вида заполненных и вакантных АО валентной оболочки при монотонном увеличении п приводит к периодическому повторению химических свойств элементов. В соответствии с видом АО валентных электронов - 3, р, й или f - также различают з-, р-, й- и /-элементы. [c.234]

Форма колебания определяется амплитудами колебаний всех атомов с данной частотой, т. е. в конечном счете изменением длины связей и межсвязевых углов при нормальном колебании. Если при колебании молекулы изменяется (растягивается или сжимается) какая-либо связь (или связи), то такое колебание называется валентным. Число валентных колебаний равно числу связей в молекуле. Если при колебании меняется межсвязевый угол (или углы), то такое колебание называется деформа-ционньш. Однако чисто валентные или чисто деформационные колебания встречаются только у линейных или же у высокосимметричных (октаэдр, тетраэдр, квадрат и т. п.) нелинейных молекул и ионов. В большинстве случаев колебания многоатомных молекул, ионов являются смешанными валентно-деформационными колебаниями, когда одновременно меняются и длины связей, и межсвязевые углы. [c.534]

Валентность — число химических связей, образованных данным атомом в соединении. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. [c.111]

Главное квантовое число (и) определяет номер валентного слоя, энергию и число орбиталей в данном слое это число равно гР-. Для элементов 2-го периода второй слой является внешним (валентным) число орбиталей в нем = 4. [c.118]

Валентность — число электронов, участвующих в образовании химической связи. Наиболее четко периодическая зависимость выявляется на примере высшей положительной валентности, равной числу электронов в наружной электронной оболочке атома. В малых периодах она возрастает от 1 до 7 при переходе от I к VII группе. У элементов больших периодов высшая положительная валентность изменяется более сложно. Как правило, в первой половине периода она возрастает от [c.7]

Валентность атома в молекуле определяется валентностью атома в том электронном состоянии (число электронов с неспаренными спинами), в котором он, согласно теории спин-валентности, вступает в соединение с другими, образуя рассматриваемую молекулу. Например, в углеводородах валентность атома углерода определяется согласно теории спин-валентности числом электронов с неспаренными спинами в состоянии (15)2(2 ) (2р) , в котором, согласно этой теории, [c.47]

В реакции между перекисными соединениями и солями металлов переменной валентности число распавшихся молекул перекиси обычно в десятки, сотни и даже тысячи раз больше числа молекул соли. Отсюда следует, что соль металла работает в этих реакциях циклически, как катализатор. В большом числе работ наблюдалось или предполагалось изменение валентного состояния катализатора в ходе процесса распада и принималось, что распад осуществляется путем чередования реакций перекисного соединения с различными валентными формами соли металла. Такая схема катализа известна в литературе как схема Габера — Вейсса [264, 265] и первоначально применялась для объяснения катализированного распада перекиси водорода. Основу схемы составляют две реакции [c.193]

Знание валентности позволяет составлять формулы химических соединений. В молекулах сложных веществ, образованных двумя элементами с одинаковой валентностью, числа атомов обоих эле- [c.7]

В молекулах химических соединений, образованных элементами с разной валентностью, числа атомов элементов не одинаковы [c.7]

Окислитель Среда Продукт восстанов- ления Валентность Число приобретаемых электронов Окислительный эквивалент [c.120]

Правило суммирования валентностей.— Число атомов водо- [c.26]

Сказанное относится и к другам кислородсодержащим кислотам элементов третьего и следующих за ним периодов. Азот не может быть пятивалентным. Очевидно, что невозможность проявлять валентность (число ковалентных связей), равную номеру группы, характерна и для других, следующих за азотом, элементов - кислорода и фтора, что объясняется отсутствием в их внешнем электронном слое j-орбиталей. [c.105]

Позднее валентность стали подразделять на положительную и отрицательную. Числовое значение положительной валентности элемента равно числу отданных атомом электронов, а отрицательной валентности — числу электронов, которые атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического уровня. Так, в соединении РеС1з валентность железа - -3, а хлора [c.76]

Число электронов наружной оболочки и энергия связи их с ядром определяют химические свойства атомов. Так, три электрона лития неравноценны. Один из этих электронов связан с ядром атома слабее двух других, так как расположен дальше от ядра, чем первые два электрона. Этот электрон участвует в образовании химической связи поэтому называется валентным. Числом электронов наружной оболочки определяются валентные состояния, характерные для данного элемента, типы его соединений — гидридов, окислов, гидратов солей и т. д. Это можно проследить на любой группе элементов периодической системы. Известно, что в наружных оболочках атома азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута находится по пять электронов. Этим определяются их одинаковые, валентные состояния (—3, +3, +5), однотипность гидридов ЭНз,, окислов Э2О3 и ЭаОз и т. д. и, ггаконец, то, что все указанные эле-, менты находятся в одной группе периодической системы. [c.18]

Валентность. Окислительное число. Валентность — это мера способности атома элемента к образованию химических связей с атомами других или того же самого элемента. Так, хлор в НС1 одновалентен, кислород в HjO двухвалентен и т. д. В пособиях по химии не всегда однозначно указываются валентные числа атомов элементов из-за трудности всей проблемы химической связи в целом. В настоящем посрбии авторы пользуются как понятием валентность , так и окислительное число . Под валентностью элемента подразумевается число одиночных электронов, которые атом выделил для образования химических связей. Азот в NH, трехвалентен, но в HNO3 не пятивалентен, так как атом азота не имеет пяти одиночных электронов (см. стр. 213). В молекуле Nj азот трехвалентен (а не нульвалентен), так как каждый из атомов азота выделил по три электрона для создания трех связующих электронных пар. Углерод во всех < лучаях четырехвалентен, кислород двухвалентен. Для интерметаллических соединений обычное понятие валентности неприменимо и этот вопрос в практикуме не рассматривается. Валентность указывается без знака плюс или минус. [c.68]

В состав молекулы всякого основания входят металл и некоторое, в зависимости от его валентности, число радикалов ОН. Зная, что гидроксил одновалентен, легко из формулы основания найти валентность металла или по валентности металла построить формулу основания. Число имеющихся в молекуле гидроксилов определяет кислотность основания. Так, NaOH — однокислотное основание, Mg (ОН) 2 — двухкислотное и т.д. [c.46]

В структурных ф-лах М. символы хим. связей должны образовьшать неразрывную цепь, г. к. иначе ф-ла не будет отражать то единое целое, каким является М. Кроме того, структурная ф-ла М. отражает и тот факт, что атомы разл, элементов проявляют определенную валентность-, число валентных штрихов у каждого из атомов связано лишь с тем валентным состоянием, в к-ром находятся рассматриваемый (эффективный) атом в М. [c.106]

Однако при конкретном рассмотрении вопроса о том, какие же электронные состояния свободных атомов бора и углерода с точки зрения теории спин-валентности дают валентность два (для атома В в В = 0) и валентност . три (для атома С в С = М), оказывается, что таких состояний вообще нет. Для свободного атома бора (нечетное число электронов) возможны только нечетные значения числа электронов с неспаренными спинами (т. е. нечетные значения числа валентности согласно теории спин-валентности). Поэтому валентность атома бора в молекуле В = 0 (где атом бора явно двухвалентен согласно классической теории) вообще не может быть объяснена теорией спин-валентности. Так же не объясняется теорией спин-валентности число валентности, равное трем, для атома углерода в молекуле С е N. так как согласно этой теории валентность атома углерода может быть только четной. [c.45]

В гл. П было указано, что возможные значения чисел валентности для атомов какого-либо элемента в разных рядах соединений, в которые он может входить, должно было по идее определяться В классической теории при исследовав НИИ состава и строения реально существующих химических частиц этих рядов соединений. Однако классическая химия имела возможность изучать не отдельные (изолированные) химические частицы, а только химические вещества (т. е. статистические совокупности частиц) и притом только такие химические вещества, которые оказывались стабильными при обычных условиях. Таким образом, вещество, состоящее из частиц СН42, т. е. метан, стабильное при обычных условиях, так же, как другие углеводороды класса алканов, попадало в число доступных изучению веществ и его частицы СН4, считались способными к существованию как единые устойчивые частицы. Отсюда для атома углерода устанавливалось как возможное значение числа валентности число четыре. [c.158]

Хотя углерод и не имеет постоянного валентного числа в органических соединениях, ионно-электронньи метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций полностью сохраняет свое значение и для органических окислительно-восстановительных реакций. [c.426]

Выражение (уа1епг) валентная сила нередко употребляют также в смысле обозначения той силы, которая взаимно связывает атомы. Поэтому Бильтц, чтобы избежать возможных недоразумений, предложил различать оба эти понятия, применяя термины валентное число и валентная сила. [c.29]

Таким образом, валентное число инертных газов равно нулю. Чтобы согласовать номер группы инертных газов с максимальной положительной валентностью, как это сделано для остальных групп периодической системы, эта группа была названа туле-вой группой- ) и помещена в начале периодической системы. При непрерывном расположении элементов, принятом в табл. П (см. приложение), инертные газы попадают в восьмую группу в качестве ее главной подгруппы. Такое расположение согласуется с закономерностями периодической системы, так как при уменьшении отрицательной валентности с возрастанием номера группы, начиная с четвертой главной подгруппы, нулевую валентноать следует ожидать для элементов восьмой главно подгруппы. Двойственность положения инертных газов соответствует их особому характеру по сравнению с элементами остальных главных подгрупп. Подробнее об этом будет сказано в следующей главе. [c.126]

Тот факт, что кислород и в гомеополярных соединениях никогда не проявляет валец,тности больше двух, с точки зрения теории атомной связи объясняется следуюпщм образом в атоме кислорода имеется шесть внешних электронов, находяш ихся на энергетическом уровне с главным квантовым числом п = 2. Согласно принципу Паули (см. стр. 145 и сл.), на таком уровне может находиться максимум восемь электронов. Так как обычно каждая гомеополярная связь образуется парой электронов, для которой каждый из связанных атомов представляет один электрон, то при образовании двух главных валентностей число внешних электронов атома кислорода доходит до восьми, т. е. до максимально возможного числа. Чтобы образовалось более двух валентных связей, по крайней мере один электрон должен подняться с уровня с главным квантовым числом 2 на уровень с главным квантовым числом 3. Как следует из спектральных термов кислорода, для этого надо затратить очень большую энергию, а именно около 210 ккал г-атом. В атомах аналогов кислорода, наоборот, ни одному электрону не надо подниматься на уровень с большим главным квантовым числом, чтобы стало возможным образование более двух гомеополярных главных валентных связей, так как в силу большего значения главного квантового числа внешние энергетические уровни этих атомов могут содержать больше восьми электронов. Впрочем, и в атомах гомологов кислорода, чтобы они проявили валентность больше двух, электроны должны быть подняты на более высокий энергетический уровень, но не с большим главным [c.737]

Брей и Брэнч приняли, что валентное число атома отличается от полярного числа и комплексного валентного числа. Следует также упомянуть о работах Джонса , Хэнка и Косслера Гарри Шипли Фрая и О. Гинсберга [c.323]