Валентност (хемија)

Валентност или валенц(иј)а је број који показује са колико атома водоника се једини неки хемијски елемент. Валенцу неког елемента одређује број електрона тог елемента који учествују у стварању хемијске везе. Валенце елемената могу имати вредност од I до VIII, јер је 8 максималан број електрона у валентном енергетском нивоу. Валенца елемената је увек цео број. Она може бити променљива и непроменљива. Валенца племенитих гасова је нула.^[1]^[2] Валенце елемената прве и седме групе су I, друге и шесте II, треће и пете III, а четврте IV.

Опис[уреди | уреди извор]

Капацитет комбиновања, или афинитет атома датог елемента одређује се бројем атома водоника са којима се комбинује. У метану, угљеник има валенцу 4; у амонијаку азот има валенцу 3; у води кисеоник има валенцу 2; а у хлороводонику хлор има валенцу од 1. Хлор, пошто има валентност од један, може бити замењен водоником. Фосфор има валенцу 5 у фосфор пентахлориду, PCl₅. Валентни дијаграми једињења представљају повезаност елемената, с линијама повученим између два елемента, које се понекад називају и везе, што представља засићену валенцију за сваки елемент.^[3] Две табеле у наставку приказују неке примере различитих једињења, њихове валентне дијаграме и валенције за сваки елемент једињења.

Једињење	H₂ Водоник	CH₄ Метан	C₃H₈ Пропан	C₂H₂ Ацетилен
Дијаграм
Валенције	Водоник: 1	Угљенк: 4 Водоник: 1	Угљеник: 4 Водоник: 1	Угљеник: 4 Водоник: 1

Једињење	NH₃ Амонијак	NaCN Натријум цијанид	H₂S Водоник сулфид	H₂SO₄ Сумпорна киселина	Cl₂O₇ Дихлор хептоксид
Дијаграм
Валенције	Азот: 3 Водоник: 1	Натријум: 1 Угљеник: 4 Азот: 3	Сумпор: 2 Водоник: 1	Сумпор: 6 Кисеоник: 2 Водоник: 1	Хлор: 7 Кисеоник: 2

Модерне дефиниције[уреди | уреди извор]

Валенција је дефинисана по ИУПАЦ-у као:^[4]

Максималан број једновалентних атома (изворно атома водоника или хлора) који могу да се комбинују са атомом елемента који се разматра, или са фрагментом, или за који атом овог елемента може бити замењен.

Алтернативни савремени опис је:^[5]

Број атома водоника који се могу комбиновати са елементом у бинарном хидриду или двоструко већи број атома кисеоника који се комбинују са елементом у његовом оксиду или оксидима.

Ова дефиниција се разликује од ИУПАЦ дефиниције, јер се за елемент може рећи да има више од једне валенције.

Веома слична модерна дефиниција дата у једном недавном чланку дефинише валенцију одређеног атома у молекулу као „број електрона који атом користи у везивању“, са две еквивалентне формуле за израчунавање валенције:^[6]

валенција = број електрона у валентној љусци слободног атома - број невезујућих електрона атому у молекулу,

и

валенција = број веза + формални набој.

Историјски развој[уреди | уреди извор]

Етимологија речи валенција (множина валенције) и валенца (множина валенце) може се пратити уназад до 1425, са значењем „екстракт, припрема”, од латинског valentia „јачина, капацитет”, од ранијег valor „вреди, вредност”, а хемијско значање „моћ комбиновања елемената” је забележено од 1884, од немачког Valenz.^[7]

Вилијам Хигинсове комбинације ултиматних честица (1789)

Концепт валенције развијен је у другој половини 19. века и помогао је да се успешно објасни молекуларна структура неорганских и органских једињења.^[3] Потрага за основним узроцима валенције довела је до савремених теорија хемијске везе, укључујући кубни атом (1902), Луисове структуре (1916), теорију валентних веза (1927), молекуларне орбитале (1928), теорију одбијања електронских парова валентне љуске (1958), и све напредне методе квантне хемије.

Године 1789, Вилијам Хигинс објавио је ставове о ономе што је назвао комбинацијама „крајњих“ честица, што је наговештавало концепт валентних веза.^[8] Ако би, на пример, према Хигинсу, сила између крајње честице кисеоника и крајње честице азота била 6, тада би снага силе била подељена у складу с тим, а такође и за остале комбинације крајњих честица (погледајте илустрацију).

Тачан почетак, међутим, теорије хемијских валенција може се пратити до чланка Едварда Франкланда из 1852. године у којем је комбиновао старију радикалну теорију са размишљањима о хемијском афинитету да би показао да одређени елементи имају тенденцију да се комбинују са другим елементима да формирају једињења која садрже 3, и.е. у групама са 3 атома (нпр. NO₃, NH₃, NI₃, итд) или 5, и.е. у групама са 5 атома (нпр. NO₅, NH₄O, PO₅, итд), еквиваленти од приложених елемената. Према његовим речима, ово је начин на који се њихови афинитети најбоље задовољавају, и следећи ове примере и постулате, изјављује колико је очигледно да^[9]

„

Тенденција или закон превладава (овде), и да, без обзира на то какви да су карактери уједињених атома, комбинациона моћ привлачног елемента, ако ми се може дозволити тај израз, увек задовољава исти број ових атома.

”

Ова „комбинујућа моћ“ је касније названа квантиваленција или валенција.^[8] Године 1857, Август Кекуле је предложио фиксне валенције за многе елементе, као што је 4 за угљеник, и користио их да предложи структурне формуле за многе органске молекуле, које су и данас прихваћене.

Лотар Мејер је у својој књизи из 1864. године, Дие модернен Тхеориен дер Цхемие, представио једну рану верзију периодног система који садржи 28 елемената, по први пут класификованих елемената у шест породица према њиховој валентности. Радови на организовању елемената према атомској тежини, до тада су били ометени широко распрострањеном употребом еквивалентних тежина за елементе, а не атомских тежина.^[10]

Већина хемичара из 19. века дефинисала је валенцију елемента као број његових веза без разликовања различитих типова валенције или везе. Међутим, 1893. Алфред Вернер је описао координационе комплексе прелазних метала као што је [Цо(НХ
3)
6]Цл
3, у коме је разликовао главну и помоћну валентност (на немачком: 'Хауптваленз' и 'Небенваленз'), што одговара савременим концептима оксидационог стања и координационог броја респективно.

За елементе главне групе, Ричард Абег је 1904. године разматрао позитивне и негативне валенције (максимална и минимална оксидациона стања) и предложио Абегово правило у смислу да је њихова разлика често 8.

Једна алтернативна дефиниција валенције, развијена је током 1920-их, и има модерне заговорнике. Она се разликује у случајевима када формални набој атома није нула. Она дефинише валенцију датог атома у ковалентном молекулу као број електрона које је атом користио при везивању:^[11]^[12]^[13]^[14]

валенција = број електрона у валентној љусци слободног атома − број невезујућих електрона на атому у молекулу,

или еквивалентно:

валенција = број веза + формални набој.

У овој конвенцији, азот у амонијум јону [НХ
4]+
везује се за четири атома водоника, али се сматра да је петовалентан, јер свих пет валентних електрона азота учествује у вези.^[11]

Електрони и валенција[уреди | уреди извор]

Радерфордов модел нуклеарног атома (1911) показао је да је спољашњост атома заузета електронима, што сугерише да су електрони одговорни за интеракцију атома и формирање хемијских веза. Године 1916, Гилберт Н. Луис је објаснио валенцу и хемијску везу у смислу тенденције атома (главне групе) да постигну стабилан октет од 8 електрона валентне љуске. Према Луису, ковалентно везивање доводи до октета дељењем електрона, а јонско везивање доводи до октета преносом електрона са једног атома на други. Термин ковалентност се приписује Ирвингу Лангмјуру, који је 1919. године изјавио да се „број парова електрона који било који дати атом дели са суседним атомима назива коваленцом тог атома“.^[15] Префикс ко- значи „заједно”, тако да ковалентна веза значи да атоми деле валенцију. Након тога, чешће се говорило о ковалентним везама, а не о валентности, која је у раду вишег нивоа изашла из употребе због напретка у теорији хемијског везивања, али се још увек широко користи у елементарним студијама, где пружа хеуристички увод у предмет.

Тридесетих година прошлог века, Лајнус Полинг је предложио да постоје и поларне ковалентне везе, које су посредне између ковалентне и јонске, и да степен јонског карактера зависи од разлике електронегативности два везана атома.

Полинг је такође разматрао хипервалентне молекуле, у којима елементи главне групе имају привидне валенце веће од максималних 4 које дозвољава правило октета. На пример, у молекулу сумпор хексафлуорида (СФ
6), Полинг је сматрао да сумпор формира 6 правих двоелектронских веза користећи сп³д² хибридне атомске орбитале, које комбинују једну с, три п и две д орбитале. Међутим, у скорије време, квантно-механички прорачуни на овом и сличним молекулима су показали да је улога д орбитала у везивању минимална и да се СФ
6 молекул треба описати као да има 6 поларних ковалентних (делимично јонских) веза направљених од само четири орбитале на сумпору (једна с и три п) у складу са правилом октета, заједно са шест орбитала на флуорима.^[16] Слични прорачуни на молекулима прелазног метала показују да је улога п орбитала минорна, тако да су једна с и пет д орбитала на металу довољне да се опише веза.^[17]

Максималне валенције елемената[уреди | уреди извор]

Максималне валенције за елементе засноване су на подацима са листе оксидационих стања елемената.

п р у Максималне валенције елемената
	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Група →
↓ Периода
1	1 Х																	2 Хе
2	3 Ли	4 Бе											5 Б	6 C	7 Н	8 О	9 Ф	10 Не
3	11 На	12 Мг											13 Ал	14 Си	15 П	16 С	17 Цл	18 Ар
4	19 К	20 Ца	21 Сц	22 Ти	23 V	24 Цр	25 Мн	26 Фе	27 Цо	28 Ни	29 Цу	30 Зн	31 Га	32 Ге	33 Ас	34 Се	35 Бр	36 Кр
5	37 Рб	38 Ср	39 Y	40 Зр	41 Нб	42 Мо	43 Тц	44 Ру	45 Рх	46 Пд	47 Аг	48 Цд	49 Ин	50 Сн	51 Сб	52 Те	53 I	54 Xе
6	55 Цс	56 Ба	57 Ла	72 Хф	73 Та	74 W	75 Ре	76 Ос	77 Ир	78 Пт	79 Ау	80 Хг	81 Тл	82 Пб	83 Би	84 По	85 Ат	86 Рн
7	87 Фр	88 Ра	89 Ац	104 Рф	105 Дб	106 Сг	107 Бх	108 Хс	109 Мт	110 Дс	111 Рг	112 Цн	113 Нх	114 Фл	115 Мц	116 Лв	117 Тс	118 Ог

				58 Це	59 Пр	60 Нд	61 Пм	62 См	63 Еу	64 Гд	65 Тб	66 Дy	67 Хо	68 Ер	69 Тм	70 Yб	71 Лу
				90 Тх	91 Па	92 У	93 Нп	94 Пу	95 Ам	96 Цм	97 Бк	98 Цф	99 Ес	100 Фм	101 Мд	102 Но	103 Лр
Максималне валенције за елементе засноване су на подацима са листе оксидационих стања елемената.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Непознато Боја позадине показује максималну валентност хемијског елемента 1 (црвена) = гасовито 3 (црна) = чврсто 80 (зелена) = течно 109 (сива) = непознато Боја атомског броја показује агрегатно стање (на 0 °C и 1 atm) Примордијални Од распада Синтетички Руб показује налажење елемента у природи

Референце[уреди | уреди извор]

^ Pure Appl. Chem. 66: 1175 (1994).
^ IUPAC. „valence”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).
^ ^а ^б Partington, James Riddick (1921). A text-book of inorganic chemistry for university students (1st изд.). OL 7221486M.
^ IUPAC Gold Book definition: valence
^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
^ Parkin, Gerard (мај 2006). „Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts”. Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed083p791.
^ Harper, Douglas. „valence”. Online Etymology Dictionary.
^ ^а ^б Partington, J.R. (1989). A Short History of Chemistry. Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1.
^ Frankland, E. (1852). „On a New Series of Organic Bodies Containing Metals”. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 142: 417—444. S2CID 186210604. doi:10.1098/rstl.1852.0020.
^ Alan J. Rocke (1984). Chemical Atomism in the Nineteenth Century: From Dalton to Cannizzaro. Ohio State University Press.
^ ^а ^б Parkin, Gerard (мај 2006). „Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts”. Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed083p791. „While the concepts and definitions of valence have been refined over the years, that described by Sidgwick remains the most useful and simple definition for covalent molecules: the valence of an atom in a covalent molecule is simply the number of electrons that an atom has used in bonding.”
^ Sidgwick, N. V. (1927). The electronic theory of valency. London: Oxford University Press (Clarendon Press). стр. 199. „On the whole the best definition of absolute valency seems to be that adopted by Grimm and Sommerfeld, that it is numerically equal to the number of electrons of the atom 'engaged' (beansprucht) in attaching the other atoms.”
^ Grimm, H.G.; Sommerfeld, A (1926). „Über den. Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit den chemischen Valenzzahlen”. Zeitschrift für Physik. 36 (1): 36—59. Bibcode:1926ZPhy...36...36G. S2CID 120248399. doi:10.1007/bf01383924.
^ Smith, Derek W. (2005). „Valence, Covalence, Hypervalence, Oxidation State, and Coordination Number”. Journal of Chemical Education. 82 (8): 1202. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed082p1202.
^ Langmuir, Irving (1919). „The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules”. Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868—934. doi:10.1021/ja02227a002.
^ Magnusson, Eric (1990). „Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?”. J. Am. Chem. Soc. 112 (22): 7940—7951. doi:10.1021/ja00178a014.
^ Frenking, Gernot; Shaik, Sason, ур. (мај 2014). „Chapter 7: Chemical bonding in Transition Metal Compounds”. The Chemical Bond: Chemical Bonding Across the Periodic Table. Wiley – VCH. ISBN 978-3-527-33315-8.

Spoljašnje veze[уреди | уреди извор]

„Валенца" од IUPAC-а Gold Book (PDF формат)

[1] Pure Appl. Chem. 66: 1175 (1994).

[2] IUPAC. „valence”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).

[Partington-3] а ^б Partington, James Riddick (1921). A text-book of inorganic chemistry for university students (1st изд.). OL 7221486M.

[goldbook_valence-4] IUPAC Gold Book definition: valence

[5] Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.

[6] Parkin, Gerard (мај 2006). „Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts”. Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed083p791.

[7] Harper, Douglas. „valence”. Online Etymology Dictionary.

[Partingtonhistory-8] а ^б Partington, J.R. (1989). A Short History of Chemistry. Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1.

[9] Frankland, E. (1852). „On a New Series of Organic Bodies Containing Metals”. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 142: 417—444. S2CID 186210604. doi:10.1098/rstl.1852.0020.

[10] Alan J. Rocke (1984). Chemical Atomism in the Nineteenth Century: From Dalton to Cannizzaro. Ohio State University Press.

[Parkin_2006-11] а ^б Parkin, Gerard (мај 2006). „Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts”. Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed083p791. „While the concepts and definitions of valence have been refined over the years, that described by Sidgwick remains the most useful and simple definition for covalent molecules: the valence of an atom in a covalent molecule is simply the number of electrons that an atom has used in bonding.”

[Sidgwick_1927-12] Sidgwick, N. V. (1927). The electronic theory of valency. London: Oxford University Press (Clarendon Press). стр. 199. „On the whole the best definition of absolute valency seems to be that adopted by Grimm and Sommerfeld, that it is numerically equal to the number of electrons of the atom 'engaged' (beansprucht) in attaching the other atoms.”

[G&S_1926-13] Grimm, H.G.; Sommerfeld, A (1926). „Über den. Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit den chemischen Valenzzahlen”. Zeitschrift für Physik. 36 (1): 36—59. Bibcode:1926ZPhy...36...36G. S2CID 120248399. doi:10.1007/bf01383924.

[Smith_2005-14] Smith, Derek W. (2005). „Valence, Covalence, Hypervalence, Oxidation State, and Coordination Number”. Journal of Chemical Education. 82 (8): 1202. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed082p1202.

[15] Langmuir, Irving (1919). „The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules”. Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868—934. doi:10.1021/ja02227a002.

[16] Magnusson, Eric (1990). „Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?”. J. Am. Chem. Soc. 112 (22): 7940—7951. doi:10.1021/ja00178a014.

[17] Frenking, Gernot; Shaik, Sason, ур. (мај 2014). „Chapter 7: Chemical bonding in Transition Metal Compounds”. The Chemical Bond: Chemical Bonding Across the Periodic Table. Wiley – VCH. ISBN 978-3-527-33315-8.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]