Վալենտականություն

Վիքիպեդիայից՝ ազատ հանրագիտարանից
Վալենտականության տեսության հեղինակ Էդուարդ Ֆրանկլենդ

Վալենտականությունը (լատ.՝ valēns «ուժ ունեցող») քիմիական տարրերի հիմնարար հատկություններից է, որը պայմանավորված է տարրի էլեկտրոնային կառուցվածքով՝ վալենտային Էլեկտրոնների թվով։ Տեսության հեղինակը Էդուարդ ֆրանկլենդն է։ Վալենտային են համարվում s և p տարրերի դեպքում՝ նախավերջին մակրդակի d էլեկտրոնները։ Օրինակ՝ ֆոսֆոր՝ P, և կալցիում՝ Ca, տարրերի դեպքում վալենտային են համապատասխանաբար 3s2 3p3 և 4s2 էլեկտրոնները։ Տիտան d տարրի էլեկտրոնային բանաձևից և կառուցվածքային գծապատկերից հետևում է, որ վալենտային էլեկտրոնները են 4s2 և գերօկտետային երկու էլեկտրոնը՝ 3d2։

Վալենտականության հայտնաբերման պատմությունը[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Վալենտականության ժամանակակից սահանումը, ըստ ատոմի կառուվածքի տեսության, հետևյալն է։

Aquote1.png Վալենտականությունը քիմիական տարրի` որոշակի թվով ընդհանրացվող էլեկտրոնային զույգեր առաջացնելու հատկությունն է։ Այլ կերպ` վալենտականությունը քիմիական տարրի առաջացրած կովալենտային կապերի թիվն է։ Aquote2.png


Այս սահմանումը սկսել է օգատործվել 1884 թվականից (գերմ.՝ Valenz[1] 1884 թվականին Վիլյամ Հինգսը հրապարակել է աշխատանք, որում ասվում էր հավանական կապի գոյության մասին ամենափոքր մասնիկների միջև։[2] Սահմանումից կարելի է հետևություն անել. մի բան է որոշակի թվով վալենտային էլեկտրոններ ունենանլը, մի այլ բան՝ թե դրանցից որքանը կարող են առաջացնել ընդհանրացված էլեկտրոնային զույգեր։ Վերևում ներկայացված է P, Ca և Ti տարրերի դեպքում, իհարկե, առավեագույն վալենտականությունները հավասար են հենց վալենտային էլեկտրոնների թվին, այսինքն համապատասխանաբար՝ 5, 2 և 4։ Այլ է ազոտ(N) տարրի պարագան, որի առավելագույն վալենտականությունը 4 է, այն դեպքում, երբ ազոտն արտաքին թաղանթում, ինչպես և ֆոսֆորը, ունի 5 էլեկտրոն։

Կովաենային կապերը ազոտական թթվի մոլեկուլում

Ուրեմն ի՞նչ պայմաններ են անհրաժեշտ, որ տվյալ տարրը ցուցաբերի այս կամ այն վալենտականությունը։ Իհարկե, առաջին հերթին՝ չզույգված էլեկտրոնների առկայությունը, դոնորակցեպտորային եղանակով կովալենտային կապ առաջանում է այն ժամանակ, երբ մի տարրը կարող է տրամադրել 1 զույգ էլեկտրոն, իսկ մյուսը՝ իր ազատ օրբիտալը։
22Ti1s2 1s22p63s23p63d24s2
Ներկայացնենք Be, C, N, P և Fe տարրերի էլեկտրոնաբջջային սխեմաները և դրանցից բխող՝ նշված տարրերի վալենտականությունները։

Բերիլիում[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Բերիլիումը (Be)` ատոմի հիմնական վիճակն է, որը հեշտությամբ կարող է անցնել գրգռված վիճակի։ Նույնիսկ այն էներգիան, որն անջատվում է իր մասնակցությամբ ընթացող ռեակցիաներում, բավարար է, որ մեկ էլեկտրոն անցնի 2p ենթամակարդակ (տոմի գրգռված վիճակ): Այսպիսով` բեիլումն ունենում է երկու չզույգված էլեկտրոն՝ Be՝ հետևաբար՝ Վ=2։

Ածխածին[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ածխածնի(C)` ատոմն գրգռված վիճակում ունի 4 կենտ էլեկտրոն, առաջացնում է 4 կապ, այսինքն` Վ=4։

Ազոտ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ազոտի (N) ատոմում (երկրորդ մակարդակում) չկա ազատ օրբիտալ, չկա գրգռման հնարավորություն, և, հետևաբար՝ 3 չզույգված էլեկտրոնի միջոցով, և այսպիսով՝ ազոտի առավելագույն վալենտականությունը կարող է լինել՝ Վ=4։ Այլ է օքսդացման աստիճանի խնդիրը, ազոտը գոյացող չորս կապի միջոցով տրամադրում է իր բոլոր հինգ էլեկտրոնները, և հետևաբար՝ օքսիդացման աստիճանն կարող է լինել +5։ Իրենից ավելի պակաս է էլեկտրաբացասական տարրերի հետ (ջրածին, մետաղներ), ընդունում է 3 էլեկտրոն և ցուցաբերում -3 օքսիդացման աստիճան։ Ֆոսֆոր

Ֆոսֆոր[խմբագրել | խմբագրել կոդը]
Էթանի մոլեկուլի կառուցվածքային բանաձևը

Ֆոսֆորի (P) ատոմի հիմնական վիճակի էլեկտրոնաբջջային սխեմայից՝ երևում է, որ ատոմն ունի 3 չզույգված էլեկտրոն 3s→3d անցման հնարավորություն։ Ունենալով 5 չզույգված էլեկտրոն՝ կարող է առաջացնել նաև 5 կապ։ Այսպիսով՝ ֆոսֆորին բնորոշ են 3 և 5 վալենտականությունները։ Իսկ օքսիդացման աստիճանը հավասար է -3, +3 և +5։

Երկաթ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Երկաթ (Fe) d տարրի էլեկտրոնաբջջային սխեմաից հետևում է, որ երկաթի շնորհիվ 4s→4p անցման, արտաքին թաղանթում կարող է ունենալ երկու չզույգված էլեկտրոն, հետևաբար՝ Վ=2, օքսիդացման աստիճանը հավասար է +2։ Երկաթը 3d ենթամակարդակից հեշտությամբ տրամադրում է 1 էլեկտրոն և հանդես բերում՝ Վ=3, օքսիդացման աստիճանը հավասար է +3։

Վալենտականության էությունը[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Վալենտականության էությունը տարրերում արտահայտվում է հետևյալ բանաձևով.

V-Վալենտականության էություն

M-Մոլային զանգված(գ/մոլ)

E-Համարժեք զանգված(գ/մոլ)

Ծանոթագրություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  1. Valence — Online Etymology Dictionary.
  2. Partington, J.R. (1989). A Short History of Chemistry. Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1. 

Գրականություն[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  • 10-րդ դասարանի քիմիայի դասագիրք