Валентность — это способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей с атомами других химических элементов.

Ковалентные связи могут образовываться по обменному и донорно-акцепторному механизмам.

Обменный механизм образования ковалентной связив образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону.

Обменный механизм образования связи

Донорно-акцепторный механизм — образование связи происходит за счет электронной пары одного из атомов (атом-донор) и вакантной орбитали другого атома (атом-акцептор):

Донорно-акцепторный механизм

Таким образом, атомы могут образовывать химическую  связь не только за счет неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне, но и за счет неподеленных электронных пар, или свободных орбиталей на этом уровне.

Большинство элементов характеризуются высшей, низшей или промежуточной валентностью в соединениях. 

Для большинства элементов высшая валентность, как правило, равна номеру группы, низшая валентность определяется по формуле: 8 — № группы. Промежуточная валентность – это число между низшей и высшей валентностями.

Например, высшая валентность хлора равна VII, низшая валентность хлора равна I, промежуточные валентности — III, V.

Обратите внимание! Степень окисления и валентность — это не одно и то же. Хотя иногда степени окисления совпадают с валентностями. Стпень окисления — это условный заряд атома, он может быть и положительным и отрицательным. А вот образовать отрицательное число связей атом никак не может.

Например, валентность (число связей) атома кислорода в молекуле O2 равна II, а вот степень окисления атома кислорода равна 0.

Большинство элементов проявляют переменную валентность в соединениях, но некоторые элементы проявляют постоянную валентность. Их необходимо запомнить:

Элемент Валентность
Фтор F I
Кислород О II
Металлы IA группы  (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) I
Металлы IIA группы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) II
Алюминий Al III

 

Как определить валентность атома в соединении?


Рассмотрим валентные возможности атомов второго периода. В силу некоторых ограничений они не соответствуют традиционным «школьным» представлениям.

Итак, не внешнем энергетическом уровне лития 1 неспаренный электрон: 1s22s1.

+3Li 1s2  2s1 

Следовательно, литий может образовывать одну связь и валентность лития I.


У бериллия на внешнем энергетическом уровне 2 электрона: 1s22s2.

+4Be 1s2  2s2 

В возбужденном состоянии возможен переход электронов внешнего энергетического уровня с одного подуровня на другой: 1s22s12p1. 

+4Be* 1s2  2s1  2p1

Таким образом, на внешнем энергетическом уровне бериллия в возбужденном энергетическом состоянии  есть 2 неспаренных электрона и две ваканнтные электронные орбитила. Следовательно, бериллий может образовать 2 связи по обменному механизму, т.е. валентность бериллия равна номеру группы  и равна II.

Например, в хлориде бериллия валентность бериллия равна II:

Однако, на внешнем энергетическом уровне атома бериллия остаются еще 2 вакантные энергетические орбитали. Следовательно, бериллий может образовывать еще связи по донорно-акцепторному механизму, выступая в качестве акцептора двух электронных пар. Таким образом, максимальная валентность бериллия равна IV

Например, соединения бериллия растворяются в избытке щелочи с образованием гидроксокомплекса – тетрагидроксобериллата натрия Na2[Be(OH)4]. Валентность бериллия в этом соединении равна IV. Связи между центральным атомов бериллия и гидроксид-ионами образованы по донорно-акцепторному механизму.


Ээлектронная конфигурация атома бора в основном состоянии +5B 1s22s22p1:

+5B 1s2  2s2  2p1

В возбужденном состоянии: +5B* 1s22s12p2.

+5B 1s2  2s1  2p2

Следовательно, бор может образовывать 3 связи по обменному механизму (за счет неспаренных электронов). Валентность бора в соединениях — III.

Например, в трихлориде бора BCl3 валентность бора равна III.

Однако, при этом у бора остается еще одна вакантная электронная орбиталь. Следовательно, бор может выступать, как акцептор электронной пары, и образует еще одну связь по донорно-акцепторному механизму.

Таким образом, бор может проявлять валентность IV.

 

и еще 1 связь за счет вакантной орбитали на p-подуровне по донорно-акцепторному механизму. Максимальная валентность бора равна IV. Однако чаще мы встречаем валентность бора III. Таким образом, простейший анализ строения внешнего энергетического уровня позволяет определить валентные возможности атома.

У атома углерода в возбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне 4 неспаренных электрона: 1s22s12p3, следовательно, максимальная валентность углерода равна IV (как правило, в органических соединениях у углерода именно такая валентность). В основном состоянии у атома углерода 2 неспаренных электрона, и валентность II. Однако посмотрим внимательно: у атома углерода в основном состоянии не внешнем энергетическом уровне есть незанятая (вакантная) электронная орбиталь. Следовательно, он может образовывать еще одну связь — по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, в некоторых случаях углерод может проявлять валентность III (например, молекула угарного газа CO, строение которой мы рассмотрим позднее).

Валентные возможности атома азота определяются также строением его внешнего энергетического уровня. В основном состоянии электронная формула азота: +7N 1s22s22p3.  За счет 3 неспаренных электронов на p-подуровне азот может образовывать 3 связи по обменному механизму (валентность III), и еще 1 связь азот может образовать по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары. Таким образом, максимальная валентность атома азота в соединениях — IV. На примере азота можно убедиться, что высшая валентность атома и максимальная степень окисления — разные величины, которые далеко не всегда совпадают. Возбужденное состояние с 5 неспаренными электронами для атома азота не реализуется, т.к. на 2 энергетическом уровне есть только s и p  орбитали.