Оглавление 44 45 46 47 48 — — — 270 

Химическая связь и валентность. Строение молекул. Как известно, атомы химических элементов различаются по их способности присоединять к себе то или иное число других атомов. Для характеристики этого свойства в химию в середине XIX в. было введено понятие о валентности элементов. Однако природа сил, обусловливающих связь между атомами в молекулах, долгое время оставалась неизвестной. Только с развитием учения о строении атома появились теории, объясняющие причину различной валентности элементов и механизм образования химических соединений на основе электронных представлений. Все эти теории основываются на существовании связи между явлениями химическими и электрическими.

Остановимся прежде всего на отношении веществ к электрическому току.

Одни вещества являются проводниками электрического тока как в твердом, так и в жидком состоянии; таковы, например, все металлы. Другие вещества в твердом состоянии тока не проводят, но электропроводны в расплавленном виде. К ним принадлежит огромное большинство солей, а также многие окислы и гидраты окислов. Наконец, третью группу составляют вещества, не проводящие тока ни в твердом, ни в жидком состоянии. Сюда относятся почти все металлоиды, их соединения с кислородом и другими металлоидами, безводные кислоты и большинство органических веществ. 

Прохождение тока через расплавы солей й сходных с ними солеподобных соединений существенно отличается от прохождения тока через металлы. В то время как металлические проводники только нагреваются током, но вещество их никаким химическим изменениям не подвергается, в расплавах ток вызывает глубокие изменения, выражающиеся в том, что у электродов, погруженных в расплав, всегда выделяются продукты разложения соли или солеподобного соединения.

Так, например, при прохождении тока через расплавленную поваренную соль на катоде (электроде, соединенном с отрицательным полюсом источника тока) выделяется металл натрий, а у анода (электрода, присоединенного к положительному полюсу) — газ хлор.

Схемы строения атомов и ионов натрия, магния и алюминия

Рис 29. Схемы строения атомов и ионов натрия, магния и алюминия

Опытом установлено, что электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность расплавленных солей и им подобных соединений — движением ионов, имеющих противоположные-заряды. Например, при прохождении тока через расплавленную поваренную соль к катоду движутся положительно заряженные ионы натрия Na+, а к аноду — отрицательно заряженные ионы хлора Сl; у электродов ионы разряжаются и превращаются в электронейтральные атомы натрия и хлора. Очевидно, что в солях и солеподобных соединениях ионы существуют уже в твердом веществе, расплавление лишь создает условия для их свободного движения. Поэтому такие соединения получили название ионных соединений. Вещества, практически не проводящие тока, не содержат ионов; они построены из электрически нейтральных молекул или атомов. Таким образом, различное отношение веществ к электрическому току является следствием различного электрического состояния частиц, образующих эти вещества.

Трем указанным выше типам веществ отвечают три различных типа химической связи: а) металлическая связь (между частицами, образующими металлы); б) ионная связь, иначе называемая электровалентной (между противоположно заряженными ионами в ионных соединениях); в) атомная, или ковалентная, связь (между электронейтральными|ато-мами в молекулах всех остальных веществ).

Схемы строения атомов и ионов серы и хлора

Рис. 30. Схемы строения атомов и ионов серы и хлора

Вопрос о природе металлической связи будет освещен позднее, при описании металлов. Здесь же мы остановимся подробнее на двух последних типах связи.

Ионная связь. Такого типа связь осуществляется между противоположно заряженными ионами и образуется в результате простого электростатического притяжения ионов друг к другу.

Положительные ионы образуются путем отщепления от атомов электронов, отрицательные — путем присоединения электронов к атомам.

Так, например, ион Na+ образуется при отщеплении от атома натрия одного электрона. Так как в самом внешнем слое атома натрия находится только один электрон, то естественно предположить, что именно этот электрон, как наиболее удаленный от ядра, и отщепляется от атома натрия при превращении его в ион. Подобным же образом ионы магния Mg++ и алюминия получаются в результате отщепления от атомов магния и алюминия соответственно двух и трех внешних электронов.

Схематически строение атомов Na, Mg, Аl и ионов Na+, Mg++ и Al+++ представлено на рис. 29.

На рис. 30 сопоставлено электронное строение атомов серы и хлора со строением отрицательных ионов этих элементов, образовавшихся путем присоединения к соответствующим атомам

электронов. Поскольку внутренние электронные слои в атомах хлора и серы заполнены, дополнительные электроны в ионах S— —и Сl, очевидно, должны были занять места во внешнем слое, как это и показано на рисунке.

Сравнивая состав и строение электронных оболочек ионов Na+, Mg++ и Al+++мы видим, что у всех этих ионов они одинаковы —такие же, как у атомов инертного газа неона Ne, почему и могут быть выражены одной и той же электронной формулой:

1s2, 2s2, 2р6

В то же время ионы S и Сl, образующиеся в результате присоединения электронов к атомам серы и хлора, имеют такие же электронные оболочки, как и атом аргона. Поэтому электронная формула для этих ионов та же, что и для атома аргона:

1s2, 2s2, 2р6, 3s2, 3р6

Таким образом, в рассмотренных случаях превращения атомов в ионы электронные оболочки ионов уподобляются оболочкам атомов инертных газов, наиболее близко к ним расположенных в периодической системе. Современная теория химической связи объясняет это тем, что электронные группировки в атомах инертных газов (два электрона в наружном слое атома гелия и восемь электронов в атомах остальных инертных газов) являются особенно устойчивыми. Именно вследствие устойчивости этих группировок инертные газы и не способны вступать в соединение с другими элементами. Атомы, имеющие в наружном слое менее восьми электронов, стремятся приобрести структуру инертных газов, отдавая «лишние» электроны или пополняя их число в своем наружном слое до восьми за счет электронов других атомов. Это и происходит при образовании большинства химических соединений, состоящих из ионов.

Процесс образования химического соединения ионного типа из атомов можно себе представить следующим образом.

Сближение двух или нескольких атомов, из которых часть стремится к присоединению, а часть к отдаче электронов, приводит к перераспределению электронов во внешних слоях этих атомов. Обра-зовавшиеся в результате такого перераспределения разноименно заряженные ионы взаимно притягиваются, образуя соединение с ионной связью.

Схема образования хлористого натрия

Рис. 31. Схема образования хлористого натрия

Положим, например, что атомы натрия, имеющие в наружной оболочке только один электрон, встречаются с атомами хлора, наружная оболочка которых содержит семь электронов. Атомы натрия отдают свои «лишние» электроны атомам хлора, превращаясь в положительные однозарядные ионы с электронной конфигурацией инертного газа неона. В то же время атомы хлора, присоединившие к своему наружному слою по одному электрону, становятся отрицательными однозарядными ионами со структурой атомов аргона. После этого сила электрического притяжения между разноименными зарядами связывает образовавшиеся ионы друг с другом, в результате чего получается соль — хлористый натрий (рис.31).

Обозначая электроны буквой «е» со знаком минус (е ), можно изобразить процессы, происходящие при. образовании хлористого натрия, следующими «электронными» уравнениями:

Na — e = Na+

Cl + e = Cl

Na+ + Cl = Na + Cl (или NaCl)

Подобным же образом объясняется образование и других ионных соединений. Например, при образовании сернистого магния MgS каждый атом магния отдает два электрона атому серы. Получаются положительные двухзарядные ионы магния Mg++ и отрицательные двухзарядные ионы серы S. Образовавшиеся ионы взаимно притягиваются и получается сернистый магний:

Mg — 2e = Mg++

S + 2e = S

Mg++ + S = Mg++S (или MgS)

При образовании окиси алюминия Аl2O3 атомы алюминия отдают по три электрона атомам кислорода. Каждый атом кислорода присоединяет два электрона, так как в его наружной оболочке имеется только два свободных места. В результате получаются положительные трехзарядные ионы алюминия Al+++и отрицательные двухзарядные ионы кислорода O, причем на каждые два иона алюминия приходится три иона кислорода. Взаимно притягиваясь, эти ионы образуют окись алюминия:

(Аl+++)2(O)3 (или Аl2O3)

Следует заметить, что в то время как электронные оболочки всех отрицательно заряженных ионов сходны с оболочками атомов инертных газов, положительно заряженные ионы могут иметь оболочки, отличающиеся от оболочек атомов инертных газов. Таковы, например, электронные оболочки Fe++, Fe+++, Zn++ и многих других положительно заряженных ионов.

Валентность элементов в ионных соединениях. Изложенные выше представления о механизме образования ионных соединений приводят к заключению, что валентность элементов в ионных соединениях характеризуется числом электрических зарядов их ионов. Иначе ее называют электровалентностью.

Величина электровалентности определяется числом электронов, отданных атомом при образовании положительного иона или присоединившихся к нему при образовании отрицательного иона. В первом случае электровалентность считается положительной, во втором — отрицательной.

Способность атомов превращаться в положительные или отрицательные ионы зависит от положения соответствующих элементов в периодической системе. Атомы элементов, стоящих в начале периода, имеют меньший заряд ядра, чем атомы элементов, находящиеся в конце периода. В первом случае электроны притягиваются слабее, чем во втором, поэтому склонность атомов к превращению в положительные ионы, вообще говоря, уменьшается в периоде в направлении слева направо. В отрицательны ионы могут превращаться только атомы, имеющие во внешнем слое больше пяти электронов (атомы металлоидов). Атомы, имеющие в наружном слое меньше четырех электронов (за исключением атома водорода), могут только отдавать электроны, но, насколько известно, никогда не присоединяют их. Таковы атомы элементов, которые мы называем металлами.

Электроны, которые могут отщепляться от атома в процессе химических реакций, называются валентными электронами. Число валентных электронов в атоме, как правило, равно номеру группы, в которой находится соответствующий элемент в периодической системе.

Строение ионных соединений. Рассматривая образование ионных соединений, следует иметь в виду, что все ионы, за исключением иона водорода Н+, представляющего собой «голое», т. е. совершенно лишенное электронов ядро, имеют ту или иную электронную оболочку, заряженную отрицательно. Вследствие этого при очень сильном сближении противоположно заряженных ионов между ними начинается отталкивание. На известном расстоянии притяжение уравновешивается отталкиванием и ионы остаются на некотором расстоянии друг от друга.

В результате сближения большого числа положительных и отрицательных ионов|получается кристалл, в котором каждый ион одного знака окружен ионами противоположного знака. Очевидно, что к кристаллам, построенным из ионов, т. е. вообще к ионным соединениям, не применимо понятие молекулы. В отношении, например, поваренной соли мы лишь в весьма условном смысле говорим, что она построена из молекул NaCl. В действительности в ее кристаллах нет таких молекул. Весь кристалл состоит из большого числа ионов Na+ и Сl. Молекулы NaCl появляются лишь в парах поваренной соли. Поэтому формула NaCl, строго говоря, не изображает молекулу хлористого натрия; она показывает лишь то, что в этом веществе на каждый атом, или точнее ион натрия, приходится один атом (ион) хлора, что вполне определяет весовой состав поваренной соли. Однако в дальнейшем мы будем условно пользоваться термином «молекула» в применении к солям в тех случаях, когда необходимо будет указать соотношение между числом положительных и отрицательных ионов, образующих данную соль.

Все сказанное о кристаллах NaCl относится и к кристаллам других соединений, построенным из ионов.

Атомная связь. Предположение об электростатическом притяжении между противоположно заряженными ионами, как о причине возникновения химической связи, явно неприменимо к молекулам простых веществ (водорода Н2, кислорода О2 и др.), а также к молекулам веществ, образованных близкими по химическим свойствам элементами, так как в этом случае трудно допустить возникновение противоположно заряженных ионов. Поэтому по отношению к таким веществам была выдвинута другая теория их образования, получившая название теории-ков а-лентных связей. При разработке этой теории тоже учитывалась химическая устойчивость атомов инертных газов, а также и то, что общее число всех валентных электронов в подавляющем большинстве молекул выражается четным числом (например, в молекуле О2 оно равно 12, в молекуле СО2— 16 и т. д.).

Согласно теории ковалентных связей, при образовании молекул (как и при образовании ионных соединений) атомы химических элементов приобретают устойчивые электронные оболочки, подобные оболочкам атомов инертных газов. Однако устойчивость эта достигается не путем перехода электронов от одних атомов к другим, а путем образования одной или нескольких пар электронов, которые становятся общими для соединяющихся атомов, т. е. входят одновременно в состав электронных оболочек двух атомов. Можно представить себе, что эти «спаренные» электроны вращаются по орбитам, охватывающим ядра обоих атомов, и таким образом связывают атомы в молекулу.

Химическая связь, обусловленная наличием электронных пар, называется ковалентной, или атомной, связью в отличие от электровалентной, или ионной связи, основанной на электростатическом притяжении между разноименно заряженными ионами.

Предположение о паре электронов, как бы «обслуживающей» два ядра, как о причине возникновения ковалентной связи, получило обоснование в волновой механике. Два положительно заряженных ядра можно рассматривать как одно ядро с большим зарядом, чем у каждого из ядер в отдельности. Электрон, вращающийся вокруг такого комбинированного ядра, удерживается более сильно, чем если он вращается около одного из ядер. Этим объясняется энергетическая выгодность образования ковалентных связей. Новая орбита движения электрона в молекуле называется молекулярной. Движение электронов по молекулярным орбитам подчиняется тому же правилу Паули, что и движение по атомным орбитам. Поэтому на одной и той же молекулярной орбите не может быть больше двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины. Электроны с одинаковыми спинами на одной и той же молекулярной орбите находиться не могут. Вот почему каждая ковалентная связь образована лишь парой электронов.

Образование молекулярных орбит является с точки зрения волновой механики следствием «перекрывания» атомных орбит. В результате такого перекрывания наибольшая электронная плотность в молекулярной орбите, если ее представить как электронное облако, оказывается между ядрами. Это значит, что электроны при движении по молекулярной орбите наиболее часто попадают в область, находящуюся между ядрами. В результате между ядрами создается как бы прослойка из отрицательного электричества, способствующая сближению ядер. Поэтому чем сильнее «перекрываются» атомные орбиты при образовании молекулярных орбит, тем прочнее связь.

Для изображения ковалентной связи в химических формулах пользуются следующим способом. Вокруг символа каждого атома ставят столько точек, сколько у него есть валентных электронов. Электроны, являющиеся общими у двух атомов, отмечаются точками, поставленными между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами точек. Применяя эти обозначения, можно наглядно изображать образование устойчивых оболочек при посредстве общих электронов, а также структуры различных молекул. В качестве примера приведем схемы образования молекул хлора и азота:

схемы образования молекул хлора и азота

Наружная оболочка атомов хлора содержит семь электронов. Когда атомы хлора соединяются в молекулу, то два электрона становятся у них общими; благодаря этому каждый атом приобретает устойчивую внешнюю оболочку из восьми электронов, из которых шесть принадлежат только ему, а два находятся в общем владении с другим атомом. При образовании молекулы азота общими становятся три пары электронов; таким образом, наружная оболочка каждого атома дополняется до восьми электронов.

Следующие схемы изображают строение молекул некоторых сложных веществ — аммиака, воды, углекислого газа и метана:

строение молекул аммиака, воды, углекислого газа и метана

В молекуле аммиака каждый из трех атомов водорода связан с атомом азота парой общих электронов (один электрон от атома водорода, другой — от атома азота). Таким образом, азот имеет восьмиэлектронную внешнюю оболочку, а ядро каждого атома водорода окружено двумя электронами, образующими устойчивую «гелиевую» оболочку. Такие же оболочки имеют атомы водорода в молекулах воды и метана. В молекуле углекислого газа, где атом углерода связан с каждым из атомов кислорода двумя парами электронов, все три атома имеют восьмиэлектронные внешние оболочки. 

Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающих два атома, соответствует одной черточке, изображающей валентную связь в обыкновенных структурных форхмулах. Поэтому валентность или, точнее, ковалентность элемента в данном соединении определяется числом электронов его атома, идущих на образование общих или «связующих» электронных пар.

Квантово-механический расчёт показывает, что «спариваться» в электрическом поле ядра (или ядер) могут только электроны, имеющие противоположные спины. Следовательно, для образования ковалентной связи каждый из соединяющихся атомов должен иметь хотя бы один электрон, спин которого был бы противоположен спину электрона другого атома. Но в свободных атомах часть валентных электронов, а именно электроны, находящиеся на одной и той же орбите, уже являются «спаренными», так как, согласно принципу Паули (см. стр. 126), их спины противоположны. Такие электроны, очевидно, не могут непосредственно участвовать в образовании ковалентных связей. Поэтому валентность (ковалентность) свободного атома равна не общему числу его валентных электронов, а лишь числу «неспаренных» электронов.

Изучение спектров элементов позволило установить, какие из валентных электронов в атомах являются «неспаренными» и какие «спаренными». В качестве примера приведем строение внешнего электронного слоя атомов некоторых металлоидов второго периода (азота, кислорода, фтора). Напомним предварительно, что энергетический уровень, на котором находятся электроны в этих атомах, определяется главным квантовым числом 2 и что при п = 2 может быть только одна s-орбита и три р-орбиты. Заметим также, что на р-орбитах электроны всегда располагаются поодиночке, если число их не превышает числа орбит, возможных для данного электронного уровня.

Если условно обозначить каждую из указанных орбит клеткой, а электроны стрелками, направленными в случае спаренных электронов в противоположные стороны, то распределение по орбитам внешних электронов в атомах N, О и F будет выглядеть следующим образом:

45383c384f1-6

Из приведенных схем видно, что с точки зрения спиновой теории валентности атом азота может образовать три ковалентных связи, атом кислорода — две и атом фтора — только одну ковалентную связь.

Распределение по орбитам валентных электронов в атоме углерода показано на помещенной ниже схеме (слева). Согласно этой схеме, углерод должен был бы быть только двухвалентным элементом. Достаточно, однако, затраты относительно небольшого количества энергии, чтобы разъединить пару s-электронов и переместить один из них на р-орбиту в том же энергетическом уровне:

45383c384f1-7

Затраченная энергия с избытком покрывается энергией, выделяющейся при образовании четырех ковалентных связей. Поэтому углерод в огромном большинстве соединений является четырехвалентным.

Рассмотрим теперь распределение по орбитам валентных электронов :в атомах серы и хлора, принадлежащих к третьему периоду. Валентные электроны в этих атомах находятся на энергетическом уровне, отвечающем главному квантовому числу 3, для которого кроме одной s-орбиты и трех p-орбит возможны еще пять d-орбит. Но последние энергетически менее выгодны, чем 5- и р-орбиты, вследствие чего все валентные электроны в «невозбужденных» атомах серы и хлора размещаются на 5- и р-орбитах. При таком размещении, как это следует из приводимых ниже схем, атом серы мог бы образовать только две ковалентные связи, а атом хлора — одну ковалентную связь. Однако при известной затрате энергии (компенсируемой энергией, выделяющейся при образовании ковалентных связей) атом серы может перейти в «возбужденное» состояние с четырьмя или шестью разъединенными электронами, а атом хлора—в состояние с тремя, пятью или семью разъединен» вы ми электронами.

45383c384f1-8

Итак, ковалентная связь между атомами в молекулах обусловливается наличием одной или нескольких пар общих электронов. Так как при образовании ковалентной связи, как правило, не происходит ни потери, ни присоединения электронов к атомам, то понятно, что и молекулы с ковалентной связью не содержат ионов. Однако если атомы, образующие молекулу, разнородны, то общие пары электронов могут быть ближе к одному атому, чем к другому. Например, в соединениях хлора с водородом общие электроны смещены в сторону хлора как элемента с более резко выраженным металлоидным характером, вследствие чего атомы хлора частично заряжены отрицательно, а атомы водорода — положительно.

В таких случаях ковалентная связь называется «полярной» в отличие от «неполярной» ковалентной связи, когда общие электроны находятся на одинаковом расстоянии от обоих атомов. Если соединяющиеся атомы обладают совершенно противоположными химическими свойствами, то электронная пара может совсем перейти к одному из атомов, превратив его в отрицательный ион, а другой атом — в положительный ион, и получится ионное соединение.

Следующая схема иллюстрирует эти три случая. Связывающие электроны в равной мере принадлежат обоим атомам. Связывающие электроны смещены в сторону атома хлора.

SAM_1677-1

Электронная пара целиком перешла к атому хлора.

Состояние атомов, связанных полярной ковалентной связью, приближается к ионизированному. Так, например, в молекуле НСl атом Н близок по своему состоянию к иону Н+, а атом Сl — к иону Сl.

Таким образом, все вещества (кроме металлов) по характеру химической связи между атомами могут быть разделены на две основные группы:

1) Вещества с электровалентной, или ионной, связью, состоящие из положительно и отрицательно заряженных ионов, связанных между собой силами электростатического притяжения.

2) Вещества с ковалентной, или атомной, связью, молекулы которых не содержат ионов. В таких молекулах связь между атомами осуществляется в результате взаимодействия электронов, которые при этом становятся общими для двух атомов.

Типичными представителями веществ с ионной связью являются, как указывалось выше, соли, основные окислы и др.; типичными представителями веществ с атомной связью могут служить простые газы — водород, азот, кислород. Провести резкую границу между этими двумя группами веществ невозможно. Во-первых, существует очень много соединений, в которых наряду с ионной имеется и атомная связь. Во-вторых, в соединениях с атомной связью общие пары электронов могут быть сильно смещены в сторону одного из атомов, что приближает эти соединения по некоторым свойствам к типичным ионным соединениям. Поэтому вопрос о характере связи в данном соединении приходится решать путем сопоставления ряда его свойств, и все же во многих случаях характер связи остается спорным.

Положительная и отрицательная валентность элементов в атомных соединениях. Химическое поведение ковалентно связанных атомов во многом определяется их относительной зарядностью. Так, например, при очень многих реакциях хлористого водорода связь между водородом и хлором расщепляется таким образом, что связующая пара электронов целиком переходит к хлору, который и отщепляется в виде отрицательного иона, что схематически можно изобразить так:

SAM_1678-1

(пунктирной линией указано место расщепления связи). Наоборот, в соединениях хлора с фтором расщепление связи между хлором и фтором может происходить так, что хлор отщепится в виде положительного иона:

SAM_1678-2

В химической практике часто возникает необходимость оценить не только ковалентность того или иного атома в соединениях с атомной связью, но и его относительную зарядность, вызванную смещением электронов в сторону того или другого из ядер. Мы отмечаем этот факт, говоря, например, что валентность хлора в хлористом водороде равна —1, а во фтористом хлоре +1.

Таким образом, понятие о положительной и отрицательной валентности может быть распространено не только на ионные соединения, но и на соединения с атомной связью.

Величина положительной и отрицательной валентности элементов в атомных соединениях определяется теми зарядами, которые получились бы у ионов, если бы каждая из связей распалась так, что электроны, образующие связь, полностью перешли бы от одних атомов к другим в соответствии с положением этих атомов в периодической системе элементов.

При решении вопроса о направлении смещения электронов надо руководствоваться следующими правилами:

1) В пределах периода электроны смещаются от левее стоящего элемента к правее стоящему элементу.

2) В пределах главных подгрупп электроны смещаются от нижестоящего элемента к вышестоящему.

3) Если непосредственно соединены два одинаковых атома, то при расщеплении связи между ними электроны распределяются между атомами поровну.

4) Кислород всегда проявляет отрицательную валентность (за исключением тех случаев, когда он соединен с фтором).

5) Водород в соединениях с металлоидами имеет положительную валентность.

Покажем применение этих правил, рассмотрев валентность серы в ее различных соединениях.

В серном ангидриде SO3 электроны смещены в сторону кислорода, так как кислород помещается в шестой группе периодической системы элементов выше серы. Если все валентные электроны целиком перейдут от серы к кислороду, то каждый атом кислорода, присоединив два электрона, превратится в ион O, а от атома серы отойдут шесть электронов. Таким образом, валентность серы в этом соединении равна +6, а валентность кислорода —2.

В двуххлористой сере SCl2 электроны также смещены от серы к хлору, так как хлор стоит правее серы в том же периоде и заряд ядра его атома на единицу больше, чем у серы. К каждому атому хлора может присоединиться всего один электрон. Поэтому при полном переходе общих электронов от серы к хлору атом серы превратится в ион S++, а атомы хлора — в ионы Сl. Следовательно, валентность серы в двуххлористой сере равна +2, а валентность хлора равна —1.

В пятисернистом фосфоре P2S5 электроны смещены от фосфора к сере, поскольку сера расположена в том же периоде, что и фосфор, но правее его. Так как каждый атом серы может присоединить два электрона, то при переходе всех образующих связь электронов к атомам серы последние превратятся в отрицательные ионы S. В то же время два атома фосфора, отдав 10 электронов, образуют положительные пятизарядные ионы Р5+. Таким образом, валентность серы в пятисернистом фосфоре равна —2, а валентность фосфора +5.

Покажем теперь, как можно рассчитать величину и знак валентности элемента в сложном веществе, состоящем из нескольких элементов, если известны валентности других элементов, входящих в состав этого вещества. Пусть, например, требуется определить валентность бора в буре, формула которой Na2B4О7. В этом соединении на каждые два атома натрия приходится четыре атома бора и семь атомов кислорода. Валентность атома натрия равна +1, валентность атома кислорода равняется —2. Так как во всяком химическом соединении алгебраическая сумма положительных и отрицательных единиц валентности всех образующих его атомов должна равняться нулю, то, обозначив число единиц валентности атома бора через х, можно составить уравнение:

2 + 4х —7• 2 = 0

откуда 

4х = 12, а х = + 3

Поступая подобным же образом, легко рассчитать валентность фосфора в фосфорной кислоте Н3РО4, валентность азота в селитре KNО3 и т. д.

Валентности элементов в простых веществах считаются равными нулю.

45 46 47

Вы читаете, статья на тему Химическая связь и валентность