Валент нь исэлдэлтийн төлөвөөс юугаараа ялгаатай вэ? Органик бус хими Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв ба валент гэж юу вэ

Химийн урвалын дунд, түүний дотор байгальд Redox урвалуудхамгийн түгээмэл байдаг. Тухайлбал, фотосинтез, бодисын солилцоо, биологийн процесс, түүнчлэн түлшний шаталт, металлын үйлдвэрлэл болон бусад олон урвалууд орно. Редокс урвалыг хүн төрөлхтөн янз бүрийн зорилгоор удаан хугацаанд амжилттай ашиглаж ирсэн боловч исэлдэлтийн процессын цахим онол өөрөө саяхан буюу 20-р зууны эхэн үед гарч ирсэн.

Исэлдэлтийн бууралтын орчин үеийн онол руу шилжихийн тулд хэд хэдэн ойлголтыг нэвтрүүлэх шаардлагатай байна - эдгээр нь валент, исэлдэлтийн төлөв ба атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц. , элементүүд, гэх мэт хэсгүүдийг судалж байхдаа бид эдгээр ойлголтуудтай аль хэдийн тааралдсан. Дараа нь тэдгээрийг илүү нарийвчлан авч үзье.

Валент ба исэлдэлтийн төлөв

Валент- химийн бондын тухай ойлголттой хамт үүссэн цогц ойлголт бөгөөд өөр элементийн тодорхой тооны атомыг хавсаргах, солих атомын шинж чанар гэж тодорхойлогддог. гэдэг нь атомуудын нэгдлүүдэд химийн холбоо үүсгэх чадвар юм. Эхэндээ валентийг устөрөгчөөр (түүний валентыг 1 гэж авсан) эсвэл хүчилтөрөгчөөр (валентыг 2 гэж авсан) тодорхойлдог байв. Хожим нь тэд эерэг ба сөрөг валентыг ялгаж эхэлсэн. Тоон хувьд эерэг валент нь атомын өгсөн электронуудын тоогоор, сөрөг валент нь октет дүрмийг хэрэгжүүлэхийн тулд атомд нэмэгдэх ёстой электронуудын тоогоор тодорхойлогддог (өөрөөр хэлбэл гадаад энергийн түвшинг дуусгах). Хожим нь валентийн тухай ойлголт нь атомуудын хооронд үүсэх химийн бондын шинж чанарыг нэгтгэж эхэлсэн.

Дүрмээр бол элементүүдийн хамгийн өндөр валент нь үелэх систем дэх бүлгийн дугаартай тохирч байна. Гэхдээ бүх дүрмийн нэгэн адил үл хамаарах зүйлүүд байдаг: жишээлбэл, зэс, алт нь үелэх системийн эхний бүлэгт багтдаг бөгөөд тэдгээрийн валент нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байх ёстой, өөрөөр хэлбэл. 1, гэхдээ бодит байдал дээр зэсийн хамгийн өндөр валент нь 2, алт нь 3 байна.

Исэлдэлтийн төлөвзаримдаа исэлдэлтийн тоо, цахилгаан химийн валент эсвэл исэлдэлтийн төлөв гэж нэрлэдэг бөгөөд харьцангуй ойлголт юм. Тиймээс исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолохдоо ихэнх нэгдлүүд огт ион биш боловч молекул нь зөвхөн ионуудаас бүрддэг гэж үздэг. Тоон хувьд нэгдэл дэх элементийн атомуудын исэлдэлтийн зэрэг нь атомд хавсарсан буюу атомаас шилжсэн электронуудын тоогоор тодорхойлогддог. Иймд электрон шилжилт байхгүй үед исэлдэлтийн төлөв 0, электронууд өгөгдсөн атом руу шилжих үед сөрөг, өгөгдсөн атомаас электрон шилжсэн үед эерэг байх болно.

Тодорхойлох атомын исэлдэлтийн төлөвдараах дүрмийг баримтлах ёстой.

Энгийн бодис ба металлын молекулуудад атомын исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
Бараг бүх нэгдлүүдийн устөрөгч нь +1-тэй тэнцүү исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг (зөвхөн идэвхтэй металлын гидридүүдэд -1-тэй тэнцүү).
Түүний нэгдлүүд дэх хүчилтөрөгчийн атомуудын хувьд ердийн исэлдэлтийн төлөв нь -2 (үл хамаарах зүйл: OF 2 ба металлын хэт исэл, хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь +2 ба -1).
Шүлт (+1) ба шүлтлэг (+2) металлын атомууд, фтор (-1) нь мөн тогтмол исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.
Энгийн ионы нэгдлүүдийн хувьд исэлдэлтийн төлөв нь түүний цахилгаан цэнэгтэй тэнцүү хэмжээтэй байдаг.
Ковалентын нэгдлүүдийн хувьд илүү электрон сөрөг атом нь "-" тэмдэгтэй исэлдэлтийн төлөвтэй, бага электрон сөрөг нь "+" тэмдэгтэй байна.
Нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн хувьд төв атомын исэлдэлтийн төлөвийг зааж өгсөн болно.
Молекул дахь атомуудын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байна.

Жишээлбэл, H 2 SeO 3 нэгдэл дэх Se-ийн исэлдэлтийн түвшинг тодорхойлъё

Тиймээс устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв +1, хүчилтөрөгч -2, бүх исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь 0 байна, H 2 + Se x O 3 -2 нэгдэл дэх атомын тоог харгалзан илэрхийлэл үүсгэцгээе.

(+1)2+x+(-2)3=0, эндээс

тэдгээр. H 2 + Se +4 O 3 -2

Нэгдлийн элементийн исэлдэлтийн төлөв гэж юу байдгийг мэдэхийн тулд түүний химийн шинж чанар, бусад нэгдлүүдтэй урвалд орох, мөн энэ нэгдэл нь ямар байх ёстойг урьдчилан таамаглах боломжтой. бууруулах бодисэсвэл исэлдүүлэгч бодис. Эдгээр ойлголтууд нь бүрэн илчлэгдсэн исэлдэлт-багадах онолууд:

Исэлдэлтгэдэг нь атом, ион эсвэл молекулаар электроноо алдах үйл явц бөгөөд исэлдэлтийн төлөвийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг.

Al 0 -3e - = Al +3;

2O -2 -4e - = O 2;

2Cl - -2e - = Cl 2

Сэргээх -Энэ нь атом, ион эсвэл молекул электрон олж авах үйл явц бөгөөд үүний үр дүнд исэлдэлтийн төлөв буурдаг.

Ca +2 +2e - = Ca 0;

2H + +2e - =H 2

Исэлдүүлэгч бодисууд– химийн урвалын үед электрон хүлээн авдаг нэгдлүүд ба бууруулах бодисууд- электрон хандивлагч нэгдлүүд. Урвалын явцад бууруулагч бодисууд исэлдэж, исэлдүүлэгч бодисууд буурдаг.
Редокс урвалын мөн чанар- атом эсвэл ионы исэлдэлтийн төлөвийн өөрчлөлттэй хамт электронуудын шилжилт (эсвэл электрон хосуудын шилжилт) нэг бодисоос нөгөөд шилжих. Ийм урвалд нэг элементийг нөгөөг нь багасгахгүйгээр исэлдүүлэх боломжгүй, учир нь Электрон дамжуулалт нь үргэлж исэлдэлт ба бууралтыг хоёуланг нь үүсгэдэг. Тиймээс исэлдэлтийн явцад нэг элементээс авсан электронуудын нийт тоо нь ангижруулах явцад өөр элементийн авсан электронуудын тоотой ижил байна.

Тиймээс, хэрэв нэгдлүүдийн элементүүд нь исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшинд байгаа бол электронуудаасаа татгалзаж чадахгүй тул зөвхөн исэлдүүлэх шинж чанарыг харуулах болно. Эсрэгээр, хэрэв нэгдлүүдийн элементүүд хамгийн бага исэлдэлтийн түвшинд байгаа бол тэдгээр нь зөвхөн бууруулах шинж чанартай байдаг, учир нь Тэд цаашид электрон нэмж чадахгүй. Урвалын нөхцлөөс хамааран исэлдэлтийн завсрын төлөвт байгаа элементүүдийн атомууд нь исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагч бодис байж болно. Жишээ өгье: H 2 SO 4 нэгдэл дэх хамгийн их исэлдэлтийн төлөвт хүхэр нь зөвхөн исэлдүүлэх шинж чанартай, H 2 S нэгдэлд хүхэр хамгийн бага исэлдэлтийн төлөвт -2 бөгөөд зөвхөн бууруулагч шинж чанартай байх болно. H 2 SO 3 нэгдэлд +4 завсрын исэлдэлтийн төлөвт хүхэр нь исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодис байж болно.

Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвт үндэслэн бодисын хоорондох урвалын магадлалыг урьдчилан таамаглаж болно. Хэрэв тэдгээрийн нэгдэл дэх хоёр элемент хоёулаа илүү өндөр эсвэл бага исэлдэлтийн төлөвт байгаа бол тэдгээрийн хооронд урвал явагдах боломжгүй болох нь тодорхой байна. Хэрэв нэгдлүүдийн аль нэг нь исэлдүүлэх, нөгөө нь багасгах шинж чанартай байвал урвал явагдах боломжтой. Жишээлбэл, HI ба H 2 S-д иод ба хүхэр хоёулаа хамгийн бага исэлдэлтийн төлөвт (-1 ба -2) байдаг бөгөөд зөвхөн бууруулагч бодис байж болох тул бие биетэйгээ урвалд орохгүй. Гэхдээ тэд H 2 SO 4-тэй сайн харьцах бөгөөд энэ нь шинж чанарыг бууруулдаг онцлогтой, учир нь Энд байгаа хүхэр исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшинд байна.

Хамгийн чухал бууруулагч ба исэлдүүлэгч бодисуудыг дараах хүснэгтэд үзүүлэв.

Сэргээгчид
Төвийг сахисан атомууд	Ерөнхий схем М-үгүй →Mn+ Бүх металлууд, түүнчлэн устөрөгч, нүүрстөрөгч.Хамгийн хүчтэй бууруулагч бодисууд нь шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металууд, түүнчлэн лантанид ба актинидууд юм. Сул бууруулагч бодисууд нь язгуур металлууд - Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh. Үелэх системийн үндсэн дэд бүлгүүдэд саармаг атомыг багасгах чадвар нь атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.
сөрөг цэнэгтэй металл бус ионууд	Ерөнхий схем E +ne - → Эn- Сөрөг цэнэгтэй ионууд нь илүүдэл электрон болон гаднах электроныг хоёуланг нь өгч чаддаг тул хүчтэй бууруулагч бодис юм. Атомын радиус нэмэгдэхийн хэрээр ижил цэнэгтэй бууруулагч хүч нэмэгддэг. Жишээлбэл, I нь Br - ба Cl -ээс илүү хүчтэй бууруулагч бодис юм. Бууруулах бодис нь S 2-, Se 2-, Te 2- болон бусад байж болно.
хамгийн бага исэлдэлтийн төлөвтэй эерэг цэнэгтэй металлын ионууд	Бага исэлдэлтийн төлөвтэй металлын ионууд нь илүү өндөр исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддог бол багасгах шинж чанартай байж болно. Жишээлбэл, Sn 2+ -2e — → Sn 4+ Cr 2+ -e — → Cr 3+ Cu + -e — → Cu 2+
Завсрын исэлдэлтийн төлөвт атом агуулсан нийлмэл ион ба молекулууд	Цогцолбор эсвэл нийлмэл ионууд, түүнчлэн молекулууд нь тэдгээрийн бүрдүүлэгч атомууд нь завсрын исэлдэлтийн төлөвт байгаа тохиолдолд багасгах шинж чанартай байж болно. Жишээлбэл, SO 3 2-, NO 2 -, AsO 3 3-, 4-, SO 2, CO, NO болон бусад.
	Нүүрстөрөгч, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II), төмөр, цайр, хөнгөн цагаан, цагаан тугалга, хүхрийн хүчил, натрийн сульфит ба бисульфит, натрийн сульфид, натрийн тиосульфат, устөрөгч, цахилгаан гүйдэл
Исэлдүүлэгч бодисууд
Төвийг сахисан атомууд	Ерөнхий схем E + ne- → E n- Исэлдүүлэгч бодисууд нь p-элементийн атомууд юм. Ердийн металл бус бодисууд нь фтор, хүчилтөрөгч, хлор юм. Хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис бол галоген ба хүчилтөрөгч юм. 7, 6, 5, 4-р бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдэд атомуудын исэлдэлтийн идэвх нь дээрээс доошоо буурдаг.
эерэг цэнэгтэй металлын ионууд	Бүх эерэг цэнэгтэй металлын ионууд янз бүрийн хэмжээгээр исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг. Эдгээрээс хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодисууд нь исэлдэлтийн өндөр төлөвтэй ионууд, жишээлбэл, Sn 4+, Fe 3+, Cu 2+ юм. Эрхэм металлын ионууд нь исэлдэлт багатай байсан ч хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм.
Хамгийн өндөр исэлдэлтийн төлөвт металлын атом агуулсан нийлмэл ион ба молекулууд	Ердийн исэлдүүлэгч бодисууд нь хамгийн өндөр исэлдэлтийн төлөвт металлын атом агуулсан бодисууд юм. Жишээлбэл, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Эерэг исэлдэлтийн төлөвт металл бус атом агуулсан нийлмэл ион ба молекулууд	Эдгээр нь голчлон хүчилтөрөгч агуулсан хүчил, түүнчлэн тэдгээрийн харгалзах исэл ба давсууд юм. Жишээлбэл, SO 3, H 2 SO 4, HClO, HClO 3, NaOBr болон бусад. Дараалан H 2SO4 →H 2SeO4 →H 6TeO6исэлдүүлэх идэвх нь хүхрийн хүчилээс теллурын хүчил хүртэл нэмэгддэг. Дараалан HClO -HClO 2 -HClO 3 -HClO4 HBrO - HBrO 3 - HIO - HIO 3 - HIO 4 , H5IO 6 исэлдэлтийн үйл ажиллагаа баруунаас зүүн тийш, хүчиллэг шинж чанар зүүнээс баруун тийш нэмэгддэг.
Технологи, лабораторийн практикт хамгийн чухал бууруулагч бодисууд	Хүчилтөрөгч, озон, калийн перманганат, хром ба бихромын хүчил, азотын хүчил, азотын хүчил, хүхрийн хүчил (конц.), устөрөгчийн хэт исэл, цахилгаан гүйдэл, гипохлорт хүчил, манганы давхар исэл, хар тугалгын давхар исэл, цайруулагч, кали, натрийн гипохлоритын уусмал. гипобромид, калийн гексацианоферрат (III).

Ангилал,

Цахилгаан сөрөг чанар (EO) гэдэг нь атомуудын бусад атомуудтай холбогдох үед электронуудыг татах чадвар юм .

Электрон сөрөг чанар нь цөм ба валентийн электронуудын хоорондох зай, валентийн бүрхүүл дуусахад хэр ойрхон байгаагаас хамаарна. Атомын радиус бага байх тусам валентын электронууд их байх тусам түүний ЭО өндөр байна.

Фтор бол хамгийн электрон сөрөг элемент юм. Нэгдүгээрт, түүний валентийн бүрхүүлд 7 электрон байдаг (октетт зөвхөн 1 электрон дутуу), хоёрдугаарт, энэ валентын бүрхүүл (...2s 2 2p 5) цөмтэй ойрхон байрладаг.

Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын атомууд хамгийн бага электрон сөрөг байдаг. Тэдгээр нь том радиустай бөгөөд гаднах электрон бүрхүүлүүд нь бүрэн гүйцэд биш юм. Тэдний хувьд валентийн электронуудаа өөр атомд өгөх нь электрон "олж авах"-аас хамаагүй хялбар байдаг (дараа нь гаднах бүрхүүл бүрэн болно).

Электрон сөрөг чанарыг тоон хэлбэрээр илэрхийлж, элементүүдийг нэмэгдүүлэх дарааллаар эрэмбэлж болно. Америкийн химич Л.Паулингын санал болгосон цахилгаан сөрөг байдлын хэмжүүрийг ихэвчлэн ашигладаг.

Нэгдлийн элементүүдийн электрон сөрөг байдлын ялгаа ( ΔX) нь химийн бондын төрлийг шүүх боломжийг танд олгоно. Хэрэв үнэ цэнэ ΔX= 0 - холболт ковалент туйлт бус.

Цахилгаан сөрөг байдлын зөрүү 2.0 хүртэл байвал холбоог дуудна ковалент туйл, жишээ нь: Фтор устөрөгчийн молекул дахь H-F холбоо HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

2.0-ээс их цахилгаан сөрөг байдлын зөрүүтэй холбоог авч үзнэ ионы. Жишээ нь: NaCl нэгдэл дэх Na-Cl холбоо: Δ X = (3.16 - 0.93) = 2.23.

Исэлдэлтийн төлөв

Исэлдэлтийн төлөв (CO) нь молекулын атомын нөхцөлт цэнэг бөгөөд молекул нь ионуудаас бүрдэх ба ерөнхийдөө цахилгаанаар саармаг байдаг гэсэн таамаглалаар тооцоолсон цэнэг юм.

Ионы холбоо үүсэх үед электрон нь бага цахилгаан сөрөг атомаас илүү цахилгаан сөрөг атом руу шилжихэд атомууд цахилгаан саармаг байдлаа алдаж, ион болж хувирдаг. бүхэл тооны хураамж үүсдэг. Ковалентын туйлын холбоо үүсэхэд электрон бүрэн бус харин хэсэгчлэн шилждэг тул хэсэгчилсэн цэнэгүүд үүсдэг (доорх зураг дээрх HCl). Электрон устөрөгчийн атомаас хлор руу бүрэн шилжиж, устөрөгч дээр +1, хлор дээр -1 гэсэн бүхэл бүтэн эерэг цэнэг үүссэн гэж төсөөлье. Ийм ердийн цэнэгийг исэлдэлтийн төлөв гэж нэрлэдэг.

Энэ зураг нь эхний 20 элементийн исэлдэлтийн төлөвийг харуулж байна.
Анхаарна уу. Хамгийн их CO нь үелэх систем дэх бүлгийн дугаартай тэнцүү байдаг. Үндсэн дэд бүлгүүдийн металууд нь нэг шинж чанартай CO-тэй байдаг бол металл бус металлууд нь дүрмээр бол CO-ийн тархалттай байдаг. Тиймээс металл бус нь олон тооны нэгдлүүдийг үүсгэдэг бөгөөд металуудтай харьцуулахад илүү "олон янзын" шинж чанартай байдаг.

Исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох жишээ

Нэгдлүүд дэх хлорын исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлъё.

Бидний авч үзсэн дүрмүүд нь өгөгдсөн аминопропан молекул зэрэг бүх элементийн CO-ийг тооцоолох боломжийг бидэнд үргэлж олгодоггүй.

Энд дараахь техникийг ашиглах нь тохиромжтой.

1) Бид молекулын бүтцийн томъёог дүрсэлсэн, зураас нь холбоо, хос электрон юм.

2) Бид зураасыг илүү EO атом руу чиглэсэн сум болгон хувиргадаг. Энэ сум нь электроныг атом руу шилжүүлэхийг бэлэгддэг. Хэрэв хоёр ижил атом холбогдсон бол бид шугамыг байгаагаар нь үлдээдэг - электрон дамжуулалт байхгүй.

3) Бид хэдэн электрон "ирсэн" ба "зүүн" гэдгийг тоолдог.

Жишээлбэл, эхний нүүрстөрөгчийн атомын цэнэгийг тооцоолъё. Гурван сум атом руу чиглэсэн бөгөөд энэ нь 3 электрон ирсэн гэсэн үг, цэнэг -3.

Хоёр дахь нүүрстөрөгчийн атом: устөрөгч түүнд электрон, азот нь нэг электрон авчээ. Төлбөр өөрчлөгдөөгүй, тэг болсон. гэх мэт.

Валент

Валент(Латин valēns "хүчтэй" гэсэн үгнээс) - атомуудын бусад элементийн атомуудтай тодорхой тооны химийн холбоо үүсгэх чадвар.

Үндсэндээ валент гэдэг нь атомуудын тодорхой тооны ковалент холбоо үүсгэх чадвар. Хэрэв атом байгаа бол nхосгүй электрон ба мдан электрон хос бол энэ атом үүсч болно n+mбусад атомуудтай ковалент холбоо, өөрөөр хэлбэл. түүний валент нь тэнцүү байх болно n+m. Хамгийн их валентыг тооцоолохдоо "сэтгэл хөдөлсөн" төлөвийн цахим тохиргооноос эхлэх хэрэгтэй. Жишээлбэл, бериллий, бор, азотын атомын хамгийн их валент нь 4 (жишээлбэл, Be(OH) 4 2-, BF 4 - ба NH 4 +), фосфор - 5 (PCl 5), хүхэр - 6 ( H 2 SO 4), хлор - 7 (Cl 2 O 7).

Зарим тохиолдолд валент нь исэлдэлтийн төлөвтэй тоогоор давхцаж болох боловч тэдгээр нь хоорондоо ямар ч байдлаар ижил байдаггүй. Жишээлбэл, N2 ба CO молекулуудад гурвалсан холбоо үүсдэг (өөрөөр хэлбэл атом бүрийн валент нь 3), харин азотын исэлдэлтийн төлөв 0, нүүрстөрөгч +2, хүчилтөрөгч -2 байна.

Азотын хүчилд азотын исэлдэлтийн төлөв +5 байдаг бол азот нь 4-өөс их валенттай байж болохгүй, учир нь энэ нь гаднах түвшинд ердөө 4 орбиталтай байдаг (мөн холбоог давхардсан орбиталь гэж үзэж болно). Ерөнхийдөө хоёр дахь үеийн аль ч элемент ижил шалтгаанаар 4-өөс их валенттай байж болохгүй.

Ихэнхдээ алдаа гаргадаг хэд хэдэн "зөв" асуултууд.

Өөр өөр химийн элементүүдийн атомууд нь өөр өөр атомуудыг хавсаргаж чаддаг, өөрөөр хэлбэл өөр өөр валентыг харуулдаг.

Валент нь атомуудын бусад атомуудтай нэгдэх чадварыг тодорхойлдог. Одоо атомын бүтэц, химийн бондын төрлийг судалсны дараа бид энэ ойлголтыг илүү нарийвчлан авч үзэх боломжтой.

Валент гэдэг нь атом нь молекул дахь бусад атомуудтай үүсгэсэн химийн нэгдлийн тоо юм. Химийн бондын тоо нь хуваалцсан электрон хосуудын тоог илэрхийлдэг. Хуваалцсан хос электронууд нь зөвхөн ковалент холболтын үед үүсдэг тул атомуудын валентийг зөвхөн ковалент нэгдлүүдэд тодорхойлж болно.

Молекулын бүтцийн томъёонд химийн холбоог зураасаар дүрсэлсэн байдаг. Өгөгдсөн элементийн тэмдэгээс гарах шугамын тоо нь түүний валент юм. Валент нь үргэлж I-ээс VIII хүртэлх эерэг бүхэл тоотой байдаг.

Таны санаж байгаагаар исэлд агуулагдах химийн элементийн хамгийн өндөр валент нь ихэвчлэн түүний агуулагдах бүлгийн тоотой тэнцүү байдаг. Устөрөгчийн нэгдэл дэх металл бус бодисын валентыг тодорхойлохын тулд 8-аас бүлгийн дугаарыг хасах хэрэгтэй.

Хамгийн энгийн тохиолдолд валент нь атом дахь хосгүй электронуудын тоотой тэнцүү байдаг тул жишээлбэл, хүчилтөрөгч (хослогдоогүй хоёр электрон агуулсан) II валенттэй, устөрөгч (нэг хосгүй электрон агуулсан) валент нь I байна.

Ион ба металл талстуудад нийтлэг хос электрон байдаггүй тул эдгээр бодисын хувьд валентийн тухай ойлголт нь химийн бондын тоо гэсэн ойлголт биш юм. Бүх ангиллын нэгдлүүдийн хувьд химийн бондын төрлөөс үл хамааран исэлдэлтийн төлөв гэж нэрлэгддэг илүү түгээмэл ойлголт байдаг.

Исэлдэлтийн төлөв

Энэ бол молекул эсвэл талст дахь атомын ердийн цэнэг юм. Бүх ковалент туйлын холбоог ион шинж чанартай гэж үзэн тооцоолно.

Валент байдлаас ялгаатай нь исэлдэлтийн тоо эерэг, сөрөг эсвэл тэг байж болно. Хамгийн энгийн ионы нэгдлүүдийн хувьд исэлдэлтийн төлөв нь ионуудын цэнэгтэй давхцдаг.

Жишээлбэл, калийн хлорид KCl (K + Cl - ) калийн исэлдэлтийн төлөв +1, хлор -1, кальцийн исэл CaO (Ca +2 O -2) -д кальци +2 исэлдэлтийн төлөвтэй, мөн хүчилтөрөгч -2. Энэ дүрэм нь бүх үндсэн исэлд хамаарна: тэдгээрийн дотор металлын исэлдэлтийн төлөв нь металлын ионы цэнэгтэй тэнцүү (натри +1, бари +2, хөнгөн цагаан +3), хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв -2 байна. Исэлдэлтийн төлөвийг валенттай төстэй элементийн тэмдгийн дээр байрлуулсан араб тоогоор илэрхийлнэ.

Cu +2 Cl 2 -1; Fe +2 S -2

Энгийн бодис дахь элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тэгтэй тэнцүү авна.

Na 0, O 2 0, S 8 0, Cu 0

Ковалентын нэгдлүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тодорхойлохыг авч үзье.

Устөрөгчийн хлорид HCl нь туйлын ковалент холбоо бүхий бодис юм. HCl молекул дахь нийтлэг электрон хос нь хлорын атом руу шилждэг бөгөөд энэ нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй байдаг. Бид оюун ухаанаараа H-Cl холбоог ион болгон хувиргадаг (энэ нь үнэндээ усан уусмалд тохиолддог), электрон хосыг хлорын атом руу бүрэн шилжүүлдэг. Энэ нь -1, устөрөгчийн +1 цэнэгийг авах болно. Тиймээс энэ бодис дахь хлор нь исэлдэлтийн төлөвтэй -1, устөрөгч нь +1 байна.

Устөрөгчийн хлоридын молекул дахь атомуудын бодит цэнэг ба исэлдэлтийн төлөв

Исэлдэлтийн тоо ба валент нь хоорондоо холбоотой ойлголт юм. Олон ковалент нэгдлүүдийн хувьд элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийн үнэмлэхүй утга нь тэдгээрийн валенттай тэнцүү байдаг. Гэсэн хэдий ч валент нь исэлдэлтийн төлөвөөс ялгаатай хэд хэдэн тохиолдол байдаг. Энэ нь жишээлбэл, атомын исэлдэлтийн төлөв нь тэг, валент нь нийтлэг электрон хосуудын тоотой тэнцүү байдаг энгийн бодисын хувьд ердийн зүйл юм.

O=O.

Хүчилтөрөгчийн валент нь II, исэлдэлтийн төлөв нь 0 байна.

Устөрөгчийн хэт ислийн молекулд

Х-О-О-Х

хүчилтөрөгч нь хоёр валент, устөрөгч нь нэг валент юм. Үүний зэрэгцээ хоёр элементийн исэлдэлтийн төлөв нь үнэмлэхүй утгаараа 1-тэй тэнцүү байна.

H 2 +1 O 2 -1

Өөр өөр нэгдлүүдийн нэг элемент нь үүнтэй холбоотой атомуудын электрон сөрөг байдлаас хамааран эерэг ба сөрөг исэлдэлтийн төлөвтэй байж болно. Жишээлбэл, метан CH 4 ба нүүрстөрөгчийн фтор (IV) CF 4 гэсэн хоёр нүүрстөрөгчийн нэгдлүүдийг авч үзье.

Нүүрстөрөгч нь устөрөгчөөс илүү электрон сөрөг байдаг тул метан дахь C-H бондын электрон нягт нь устөрөгчөөс нүүрстөрөгч рүү шилжиж, устөрөгчийн дөрвөн атом тус бүр нь исэлдэлтийн төлөвтэй +1, нүүрстөрөгчийн атом нь -4 байна. Үүний эсрэгээр CF4 молекулд бүх бондын электронууд нүүрстөрөгчийн атомаас фторын атомууд руу шилждэг бөгөөд исэлдэлтийн төлөв нь -1 байдаг тул нүүрстөрөгч нь +4 исэлдэлтийн төлөвт байна. Нэгдлийн хамгийн электрон сөрөг атомын исэлдэлтийн тоо үргэлж сөрөг байдаг гэдгийг санаарай.

Метан CH 4 ба нүүрстөрөгч (IV) фтор CF 4 молекулуудын загварууд. Бондын туйлшралыг сумаар заана

Аливаа молекул нь цахилгаанаар саармаг байдаг тул бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байна. Энэ дүрмийг ашиглан нэгдэл дэх нэг элементийн мэдэгдэж буй исэлдэлтийн төлөвөөс та электронуудын шилжилтийн талаархи үндэслэлийг ашиглахгүйгээр нөгөө элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлж болно.

Жишээлбэл, хлор (I) оксид Cl 2 O-г авч үзье. Бид бөөмийн цахилгаан саармаг байдлаас гарна. Исэлд агуулагдах хүчилтөрөгчийн атом нь исэлдэлтийн төлөвтэй -2 бөгөөд энэ нь хлорын атом хоёулаа нийт +2 цэнэгийг агуулдаг гэсэн үг юм. Үүнээс үзэхэд тус бүр нь +1 цэнэгтэй, өөрөөр хэлбэл хлор нь +1 исэлдэлтийн төлөвтэй байна.

Cl 2 +1 O -2

Янз бүрийн атомуудын исэлдэлтийн төлөвийн шинж тэмдгүүдийг зөв байрлуулахын тулд тэдгээрийн цахилгаан сөрөг чанарыг харьцуулах нь хангалттай юм. Цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй атом сөрөг исэлдэлтийн төлөвтэй, бага цахилгаан сөрөг утгатай атом эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байна. Тогтсон дүрмийн дагуу хамгийн их цахилгаан сөрөг элементийн тэмдгийг нийлмэл томъёоны сүүлчийн байранд бичнэ.

I +1 Cl -1 , O +2 F 2 -1 , P +5 Cl 5 -1

Усны молекул дахь атомуудын бодит цэнэг ба исэлдэлтийн төлөв

Нэгдлүүдийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлохдоо дараах дүрмийг баримтална.

Энгийн бодис дахь элементийн исэлдэлтийн төлөв 0 байна.

Фтор нь хамгийн электрон сөрөг химийн элемент тул F2-аас бусад бүх бодис дахь фторын исэлдэлтийн түвшин -1 байна.

Хүчилтөрөгч нь фторын дараа хамгийн их электрон сөрөг элемент тул фтороос бусад бүх нэгдлүүдийн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь сөрөг байдаг: ихэнх тохиолдолд энэ нь -2, устөрөгчийн хэт исэл H 2 O 2 -1 байна.

Устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь металл бус нэгдлүүдэд +1, метал (гидрид)тэй нэгдлүүд -1; H 2 энгийн бодис дахь тэг.

Нэгдлүүд дэх металлын исэлдэлтийн төлөв нь үргэлж эерэг байдаг. Үндсэн дэд бүлгүүдийн металлын исэлдэлтийн төлөв нь ихэвчлэн бүлгийн дугаартай тэнцүү байдаг. Хоёрдогч дэд бүлгийн металлууд нь ихэвчлэн хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.

Химийн элементийн хамгийн их эерэг исэлдэлтийн төлөв нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна (үл хамаарах зүйл - Cu +2).

Металлын исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв нь тэг, металл бусынх нь бүлгийн тоо хасах найм байна.

Молекул дахь бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байна.

Навигац

Бодисын тоон шинж чанарт үндэслэн хосолсон асуудлыг шийдвэрлэх
Асуудал шийдэх. Бодисын найрлагын тогтмол байдлын хууль. Бодисын "молийн масс", "химийн хэмжээ" гэсэн ойлголтыг ашиглан тооцоо хийх
Бодисын тоон шинж чанар, стехиометрийн хуулиудад тулгуурлан тооцоолох асуудлыг шийдвэрлэх
Бодисын хийн төлөв байдлын хууль тогтоомжид үндэслэн тооцооллын асуудлыг шийдвэрлэх
Атомын электрон тохиргоо. Эхний гурван үеийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц

Видео заавар 2: Химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв

Видео заавар 3: Валент. Валент чанарыг тодорхойлох

Лекц: Цахилгаан сөрөг чанар. Химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв ба валент

Цахилгаан сөрөг чанар

Цахилгаан сөрөг чанарЭнэ нь атомуудын бусад атомуудаас электронуудыг татах чадвар юм.

Хүснэгтийг ашиглан тодорхой химийн элементийн цахилгаан сөрөг чанарыг үнэлэхэд хялбар байдаг. Бидний нэг хичээл дээр үелэх систем дэх цэгүүдээр зүүнээс баруун тийш шилжих, доороос дээш бүлгээр шилжих үед нэмэгддэг гэж хэлснийг санаарай.

Жишээлбэл, санал болгож буй цувралын аль элемент нь хамгийн электрон сөрөг болохыг тодорхойлох даалгавар өгсөн: C (нүүрстөрөгч), N (азот), O (хүчилтөрөгч), S (хүхэр)? Бид хүснэгтийг хараад энэ нь О гэдгийг олж мэдэв, учир нь тэр баруун талд, бусдаас өндөр байдаг.

Цахилгаан сөрөг чанарт ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ? Энэ:

Атомын радиус нь бага байх тусам цахилгаан сөрөг чанар өндөр байдаг.
Валентын бүрхүүл нь электроноор дүүрсэн байдаг ба электронууд их байх тусам электрон сөрөг чанар өндөр байдаг.

Бүх химийн элементүүдээс фтор нь атомын радиус бага, валентийн бүрхүүлд 7 электронтой тул хамгийн электрон сөрөг нь юм.

Цахилгаан сөрөг чанар багатай элементүүдэд шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлууд орно. Тэдгээр нь том радиустай, гаднах бүрхүүлд маш цөөхөн электронтой байдаг.

Атомын электрон сөрөг утгууд тогтмол байж болохгүй, учир нь Энэ нь дээр дурдсан олон хүчин зүйлээс, түүнчлэн ижил элементийн хувьд өөр байж болох исэлдэлтийн зэрэгээс хамаарна. Тиймээс цахилгаан сөрөг утгын харьцангуй байдлын тухай ярих нь заншилтай байдаг. Та дараах жинг ашиглаж болно.

Хоёр элементээс бүрдэх хоёртын нэгдлүүдийн томъёог бичихдээ цахилгаан сөрөг байдлын утгууд хэрэгтэй болно. Жишээлбэл, Cu 2 O зэсийн ислийн томъёо - эхний элемент нь электрон сөрөг чанар багатай элементийг бичих ёстой.

Химийн холбоо үүсэх үед элементүүдийн цахилгаан сөрөг байдлын зөрүү 2.0-ээс их байвал ковалент туйлын холбоо, бага бол ионы холбоо үүснэ.

Исэлдэлтийн төлөв

Исэлдэлтийн төлөв (CO)- энэ бол нэгдэл дэх атомын нөхцөлт буюу бодит цэнэг: нөхцөлт - хэрэв бонд нь туйлын ковалент бол бодит - хэрэв холбоо ион бол.

Атом электрон өгөхдөө эерэг цэнэг, электрон хүлээн авахдаа сөрөг цэнэг авдаг.

Исэлдэлтийн төлөвийг тэмдэглэгээний дээр тэмдэглэсэн байна «+»/«-» . Мөн завсрын СО-ууд байдаг. Элементийн CO хамгийн их эерэг ба бүлгийн дугаартай тэнцүү, металлын хувьд хамгийн бага сөрөг нь тэг, металл бусын хувьд = (Бүлэг № – 8). Хамгийн их CO-тэй элементүүд нь зөвхөн электроныг хүлээн авдаг бөгөөд хамгийн бага CO-тэй элементүүд нь зөвхөн электронуудыг өгдөг. Завсрын CO-тэй элементүүд нь электрон өгч, хүлээн авах боломжтой.

CO-ийг тодорхойлохын тулд дагаж мөрдөх ёстой зарим дүрмийг авч үзье.

Бүх энгийн бодисын CO 0 байна.

Аливаа молекул цахилгаанаар саармаг байдаг тул молекул дахь бүх CO-ийн атомын нийлбэр нь тэгтэй тэнцүү байна.

Ковалентын туйлт бус холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд CO нь тэгтэй тэнцүү (O 2 0), ионы холбоо нь ионуудын цэнэгтэй тэнцүү байна (Na + Cl - натрийн CO +1, хлор -1). Ковалентын туйлшралтай нэгдлүүдийн CO элементүүдийг ионы холбоо гэж үздэг (H:Cl = H + Cl - нь H +1 Cl -1 гэсэн үг).

Хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй нэгдлийн элементүүд сөрөг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг бол хамгийн бага цахилгаан сөрөг нөлөөтэй нь эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. Үүний үндсэн дээр металууд зөвхөн "+" исэлдэлтийн төлөвтэй байна гэж дүгнэж болно.

Тогтмол исэлдэлтийн төлөв:

Шүлтлэг металл +1.

Хоёр дахь бүлгийн бүх металлууд +2. Үл хамаарах зүйл: Hg +1, +2.

Хөнгөн цагаан +3.

Устөрөгч +1. Үл хамаарах зүйл: NaH, CaH 2 гэх мэт идэвхтэй металлын гидрид, устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь -1 байна.
Хүчилтөрөгч - 2. Үл хамаарах зүйл: F 2 -1 O +2 ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь –O–O– бүлэг агуулсан хэт исэл.

Ионы холбоо үүсэх үед бага электрон сөрөг атомаас илүү их цахилгаан сөрөг атом руу тодорхой электрон дамжуулалт үүсдэг. Түүнчлэн, энэ процесст атомууд үргэлж цахилгаан саармаг байдлаа алдаж, улмаар ион болж хувирдаг. Бүхэл тооны хураамжууд мөн үүсдэг. Туйлын ковалент холбоо үүсэх үед электрон зөвхөн хэсэгчлэн шилждэг тул хэсэгчилсэн цэнэгүүд үүсдэг.

Валент

Валентгэдэг нь атомуудын n-ийг үүсгэх чадвар юм - бусад элементийн атомуудтай химийн бондын тоо.

Валент гэдэг нь атомын өөр атомыг өөртөө ойр байлгах чадвар юм. Танай сургуулийн химийн хичээлээс мэдэж байгаагаар янз бүрийн атомууд бие биетэйгээ гадаад энергийн түвшний электронуудаар холбогддог. Хослогдоогүй электрон өөр атомаас хосыг хайдаг. Эдгээр гадаад түвшний электронуудыг валентийн электрон гэж нэрлэдэг. Энэ нь валентыг атомуудыг хооронд нь холбосон электрон хосуудын тоо гэж бас тодорхойлж болно гэсэн үг юм. Усны бүтцийн томьёог харна уу: H – O – H. Зураас бүр электрон хос бөгөөд энэ нь валентийг харуулж байна гэсэн үг, өөрөөр хэлбэл. Энд байгаа хүчилтөрөгч нь хоёр шугамтай бөгөөд энэ нь хоёр валент, устөрөгчийн молекулууд тус бүр нэг шугамаас ирдэг, энэ нь устөрөгч нь нэг валент гэсэн үг юм. Бичих үед валентыг Ромын тоогоор илэрхийлнэ: O (II), H (I). Элементийн дээр мөн зааж өгч болно.

Валент нь тогтмол эсвэл хувьсагч байж болно. Жишээлбэл, металл шүлтлэгт энэ нь тогтмол бөгөөд I-тэй тэнцүү. Гэхдээ янз бүрийн нэгдлүүдийн хлор нь I, III, V, VII валентуудыг харуулдаг.

Элементийн валентыг хэрхэн тодорхойлох вэ?

Үелэх хүснэгтийг дахин харцгаая. Үндсэн дэд бүлгийн металлууд тогтмол валенттай байдаг тул эхний бүлгийн металлууд I, хоёрдугаарт - II валенттай байдаг. Хажуугийн дэд бүлгийн металлууд хувьсах валенттай байдаг. Энэ нь мөн металл бусын хувьд хувьсах шинж чанартай байдаг. Атомын хамгийн өндөр валент нь бүлгийн дугаартай тэнцүү, хамгийн бага нь = бүлгийн дугаар - 8. Танил томъёолол. Энэ нь валент нь исэлдэлтийн төлөвтэй давхцдаг гэсэн үг биш гэж үү? Валент нь исэлдэлтийн төлөвтэй давхцаж болно гэдгийг санаарай, гэхдээ эдгээр үзүүлэлтүүд нь хоорондоо ижил биш юм. Валент нь =/- тэмдэгтэй байж болохгүй, мөн тэг байж болохгүй.

Хоёр дахь арга нь аль нэг элементийн тогтмол валент нь мэдэгдэж байгаа бол химийн томъёогоор валентыг тодорхойлох явдал юм. Жишээлбэл, зэсийн ислийн томъёог ав: CuO. Хүчилтөрөгчийн валент II. Энэ томъёонд нэг хүчилтөрөгчийн атомын хувьд нэг зэсийн атом байгаа нь зэсийн валент нь II-тэй тэнцүү байна гэсэн үг юм. Одоо илүү төвөгтэй томъёог авч үзье: Fe 2 O 3. Хүчилтөрөгчийн атомын валент нь II байна. Энд гурван ийм атом байна, 2*3 =6 үржүүл. Хоёр төмрийн атом тутамд 6 валент байдгийг бид олж мэдсэн. Нэг төмрийн атомын валентыг олъё: 6:2=3. Энэ нь төмрийн валент III гэсэн үг юм.

Нэмж дурдахад, "хамгийн их валент" -ыг тооцоолох шаардлагатай бол "сэтгэл хөдөлсөн" төлөвт байгаа цахим тохиргооноос үргэлж эхлэх хэрэгтэй.

Валент ба исэлдэлтийн төлөв гэдэг нь органик бус химид ихэвчлэн хэрэглэгддэг ойлголт юм. Химийн олон нэгдлүүдэд элементийн валентын утга ба исэлдэлтийн төлөв ижил байдаг тул сургуулийн сурагчид, оюутнууд ихэвчлэн андуурдаг. Эдгээр ойлголтууд нь нийтлэг зүйлтэй боловч ялгаа нь илүү чухал юм. Эдгээр хоёр ойлголт хэрхэн ялгаатай болохыг ойлгохын тулд тэдгээрийн талаар илүү ихийг мэдэх нь зүйтэй.

Исэлдэлтийн төлөвийн мэдээлэл

Исэлдэлтийн төлөв нь химийн элемент эсвэл атомын бүлгийн атомд хуваарилагдсан туслах хэмжигдэхүүн бөгөөд харилцан үйлчлэгч элементүүдийн хооронд электрон хосууд хэрхэн хуваарилагдаж байгааг харуулдаг.

Энэ бол физикийн утга учиргүй туслах хэмжигдэхүүн юм. Үүний мөн чанарыг жишээнүүдийн тусламжтайгаар хялбархан тайлбарлаж болно.

Хүснэгтийн давсны молекул NaClхлорын атом ба натрийн атом гэсэн хоёр атомаас бүрдэнэ. Эдгээр атомуудын хоорондын холбоо нь ион юм. Натри нь валентын түвшинд 1 электронтой бөгөөд энэ нь хлорын атомтай нэг электрон хосыг хуваалцдаг гэсэн үг юм. Эдгээр хоёр элементээс хлор нь илүү электрон сөрөг шинж чанартай (электрон хосыг өөр рүүгээ холих шинж чанартай), дараа нь цорын ганц нийтлэг хос электрон түүн рүү шилжих болно. Нэгдлийн хувьд цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй элемент нь сөрөг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг бол бага электрон сөрөг элемент нь эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй бөгөөд түүний утга нь электронуудын хуваалцсан хосын тоотой тэнцүү байна. Тухайн NaCl молекулын хувьд натри ба хлорын исэлдэлтийн төлөв дараах байдалтай байна.

Электрон хос шилжсэн хлорыг одоо анион, өөрөөр хэлбэл нэмэлт электрон нэмсэн атом, натри нь катион, өөрөөр хэлбэл электрон өгсөн атом гэж тооцогддог. Харин исэлдэлтийн төлөвийг бичихэд тэмдэг нь нэгдүгээрт, тоон утга хоёрдугаарт, ионы цэнэгийг бичихэд эсрэгээрээ байна.

Исэлдэлтийн төлөвийг эерэг ион нь цахилгаан саармаг атомд хүрэхийн тулд дутагдаж байгаа электронуудын тоо эсвэл атом руу исэлдүүлэхийн тулд сөрөг ионоос авах шаардлагатай электронуудын тоо гэж тодорхойлж болно. Энэ жишээн дээр эерэг натрийн ион нь электрон хосын шилжилтийн улмаас электрон дутагдалтай, хлорын ион нь нэг нэмэлт электронтой байгаа нь илт харагдаж байна.

Физик, химийн шинж чанараас үл хамааран энгийн (цэвэр) бодисын исэлдэлтийн төлөв 0 байна. Жишээлбэл, O2 молекул нь хүчилтөрөгчийн хоёр атомаас бүрдэнэ. Тэдгээр нь ижил цахилгаан сөрөг утгатай тул хуваалцсан электронууд аль алинд нь шилждэггүй. Энэ нь электрон хос атомуудын хооронд хатуу байдаг тул исэлдэлтийн төлөв тэг болно гэсэн үг юм.

Зарим молекулуудын хувьд электронууд хаашаа явж байгааг тодорхойлоход хэцүү байдаг, ялангуяа гурав ба түүнээс дээш элемент байгаа тохиолдолд. Ийм молекул дахь исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолохын тулд та хэд хэдэн энгийн дүрмийг ашиглах хэрэгтэй.

Устөрөгчийн атом бараг үргэлж +1 исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.
Хүчилтөрөгчийн хувьд энэ үзүүлэлт -2 байна. Энэ дүрмийн цорын ганц үл хамаарах зүйл бол фторын исэл юм

ОФ 2 ба О 2 F 2,

Фтор нь хамгийн өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элемент тул харилцан үйлчлэгч электронуудыг үргэлж өөр рүүгээ шилжүүлдэг. Олон улсын дүрэм журмын дагуу бага цахилгаан сөрөг утгатай элементийг эхлээд бичдэг тул эдгээр исэлд хүчилтөрөгч хамгийн түрүүнд ордог.

Хэрэв та молекул дахь бүх исэлдэлтийн төлөвийг нэмбэл тэг болно.
Металлын атомууд нь эерэг исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддог.

Исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолохдоо элементийн хамгийн их исэлдэлтийн төлөв нь түүний бүлгийн тоотой тэнцүү, хамгийн бага нь бүлгийн дугаараас хасах 8 гэдгийг санах хэрэгтэй. Хлорын хувьд исэлдэлтийн төлөвийн хамгийн их утга нь +7 байна. , учир нь энэ нь 7-р бүлэгт багтдаг бөгөөд хамгийн бага нь 7-8 = -1 байна.

Валентын тухай ерөнхий мэдээлэл

Валент гэдэг нь янз бүрийн нэгдлүүдэд элемент үүсгэж болох ковалент бондын тоо юм.

Исэлдэлтийн төлөвөөс ялгаатай нь валентийн тухай ойлголт нь бодит физик утгатай байдаг.

Хамгийн өндөр валентын индекс нь үелэх систем дэх бүлгийн дугаартай тэнцүү байна. Хүхрийн S нь 6-р бүлэгт байрладаг, өөрөөр хэлбэл түүний хамгийн их валент нь 6. Гэхдээ энэ нь 2 (H 2 S) эсвэл 4 (SO 2) байж болно.

Бараг бүх элементүүд хувьсах валентаар тодорхойлогддог. Гэсэн хэдий ч энэ утга тогтмол байдаг атомууд байдаг. Үүнд шүлтлэг металл, мөнгө, устөрөгч (тэдгээрийн валент нь үргэлж 1), цайр (валент нь үргэлж 2), лантан (валент нь үргэлж 3 байдаг).

Валент ба исэлдэлтийн төлөвт ямар нийтлэг зүйл байдаг вэ?

Хоёр хэмжигдэхүүнийг тэмдэглэхийн тулд элементийн латин тэмдэглэгээний дээр бичигдсэн эерэг бүхэл тоонуудыг ашигладаг.
Хамгийн их валент, түүнчлэн исэлдэлтийн хамгийн өндөр төлөв нь элементийн бүлгийн дугаартай давхцдаг.
Нийлмэл нэгдэл дэх аливаа элементийн исэлдэлтийн төлөв нь валентийн үзүүлэлтүүдийн аль нэгийн тоон утгатай давхцдаг. Жишээлбэл, 7-р бүлэгт багтах хлор нь 1, 3, 4, 5, 6, эсвэл 7-ийн валенттай байж болох бөгөөд энэ нь исэлдэлтийн боломжит төлөвүүд нь ±1, +3, +4, +5, +6 гэсэн үг юм. , +7.

Эдгээр ойлголтуудын гол ялгаа

"Валент" гэсэн ойлголт нь физик утгатай боловч исэлдэлтийн тоо нь бодит физик утгагүй туслах нэр томъёо юм.
Исэлдэлтийн төлөв нь тэг, их эсвэл тэгээс бага байж болно. Валент нь тэгээс их байна.
Валент нь ковалент бондын тоог, исэлдэлтийн төлөв нь нэгдэл дэх электронуудын тархалтыг илэрхийлдэг.