Valentnost (hemija)

Valentnost ili valenc(ij)a je broj koji pokazuje sa koliko atoma vodonika se jedini neki hemijski element. Valencu nekog elementa određuje broj elektrona tog elementa koji učestvuju u stvaranju hemijske veze. Valence elemenata mogu imati vrednost od I do VIII, jer je 8 maksimalan broj elektrona u valentnom energetskom nivou. Valenca elemenata je uvek ceo broj. Ona može biti promenljiva i nepromenljiva. Valenca plemenitih gasova je nula.^[1][2] Valence elemenata prve i sedme grupe su I, druge i šeste II, treće i pete III, a četvrte IV.

Opis

Kapacitet kombinovanja, ili afinitet atoma datog elementa određuje se brojem atoma vodonika sa kojima se kombinuje. U metanu, ugljenik ima valencu 4; u amonijaku azot ima valencu 3; u vodi kiseonik ima valencu 2; a u hlorovodoniku hlor ima valencu od 1. Hlor, pošto ima valentnost od jedan, može biti zamenjen vodonikom. Fosfor ima valencu 5 u fosfor pentahloridu, ₅. Valentni dijagrami jedinjenja predstavljaju povezanost elemenata, s linijama povučenim između dva elementa, koje se ponekad nazivaju i veze, što predstavlja zasićenu valenciju za svaki element.^[3] Dve tabele u nastavku prikazuju neke primere različitih jedinjenja, njihove valentne dijagrame i valencije za svaki element jedinjenja.

Jedinjenje	2 Vodonik	4 Metan	Propan	Acetilen
Dijagram
Valencije	Vodonik: 1	Ugljenk: 4 Vodonik: 1	Ugljenik: 4 Vodonik: 1	Ugljenik: 4 Vodonik: 1

Jedinjenje	3 Amonijak	Natrijum cijanid	Vodonik sulfid	Sumporna kiselina	Dihlor heptoksid
Dijagram
Valencije	Azot: 3 Vodonik: 1	Natrijum: 1 Ugljenik: 4 Azot: 3	Sumpor: 2 Vodonik: 1	Sumpor: 6 Kiseonik: 2 Vodonik: 1	Hlor: 7 Kiseonik: 2

Moderne definicije

Valencija je definisana po IUPAC-u kao:^[4]

Maksimalan broj jednovalentnih atoma (izvorno atoma vodonika ili hlora) koji mogu da se kombinuju sa atomom elementa koji se razmatra, ili sa fragmentom, ili za koji atom ovog elementa može biti zamenjen.

Alternativni savremeni opis je:^[5]

Broj atoma vodonika koji se mogu kombinovati sa elementom u binarnom hidridu ili dvostruko veći broj atoma kiseonika koji se kombinuju sa elementom u njegovom oksidu ili oksidima.

Ova definicija se razlikuje od IUPAC definicije, jer se za element može reći da ima više od jedne valencije.

Veoma slična moderna definicija data u jednom nedavnom članku definiše valenciju određenog atoma u molekulu kao „broj elektrona koji atom koristi u vezivanju“, sa dve ekvivalentne formule za izračunavanje valencije:^[6]

valencija = broj elektrona u valentnoj ljusci slobodnog atoma - broj nevezujućih elektrona atomu u molekulu,

i

valencija = broj veza + formalni naboj.

Istorijski razvoj

Etimologija reči valencija (množina valencije) i valenca (množina valence) može se pratiti unazad do 1425, sa značenjem „ekstrakt, priprema”, od latinskog „jačina, kapacitet”, od ranijeg „vredi, vrednost”, a hemijsko značanje „moć kombinovanja elemenata” je zabeleženo od 1884, od nemačkog .^[7]

Vilijam Higinsove kombinacije ultimatnih čestica (1789)

Koncept valencije razvijen je u drugoj polovini 19. veka i pomogao je da se uspešno objasni molekularna struktura neorganskih i organskih jedinjenja.^[3] Potraga za osnovnim uzrocima valencije dovela je do savremenih teorija hemijske veze, uključujući kubni atom (1902), Luisove strukture (1916), teoriju valentnih veza (1927), molekularne orbitale (1928), teoriju odbijanja elektronskih parova valentne ljuske (1958), i sve napredne metode kvantne hemije.

Godine 1789, Vilijam Higins objavio je stavove o onome što je nazvao kombinacijama „krajnjih“ čestica, što je nagoveštavalo koncept valentnih veza.^[8] Ako bi, na primer, prema Higinsu, sila između krajnje čestice kiseonika i krajnje čestice azota bila 6, tada bi snaga sile bila podeljena u skladu s tim, a takođe i za ostale kombinacije krajnjih čestica (pogledajte ilustraciju).

Tačan početak, međutim, teorije hemijskih valencija može se pratiti do članka Edvarda Franklanda iz 1852. godine u kojem je kombinovao stariju radikalnu teoriju sa razmišljanjima o hemijskom afinitetu da bi pokazao da određeni elementi imaju tendenciju da se kombinuju sa drugim elementima da formiraju jedinjenja koja sadrže 3, i.e. u grupama sa 3 atoma (npr. , itd) ili 5, i.e. u grupama sa 5 atoma (npr. , itd), ekvivalenti od priloženih elemenata. Prema njegovim rečima, ovo je način na koji se njihovi afiniteti najbolje zadovoljavaju, i sledeći ove primere i postulate, izjavljuje koliko je očigledno da^[9]

„

Tendencija ili zakon prevladava (ovde), i da, bez obzira na to kakvi da su karakteri ujedinjenih atoma, kombinaciona moć privlačnog elementa, ako mi se može dozvoliti taj izraz, uvek zadovoljava isti broj ovih atoma.

”

Ova „kombinujuća moć“ je kasnije nazvana kvantivalencija ili valencija.^[8] Godine 1857, Avgust Kekule je predložio fiksne valencije za mnoge elemente, kao što je 4 za ugljenik, i koristio ih da predloži strukturne formule za mnoge organske molekule, koje su i danas prihvaćene.

Lotar Mejer je u svojoj knjizi iz 1864. godine, Die modernen Theorien der Chemie, predstavio jednu ranu verziju periodnog sistema koji sadrži 28 elemenata, po prvi put klasifikovanih elemenata u šest porodica prema njihovoj valentnosti. Radovi na organizovanju elemenata prema atomskoj težini, do tada su bili ometeni široko rasprostranjenom upotrebom ekvivalentnih težina za elemente, a ne atomskih težina.^[10]

Većina hemičara iz 19. veka definisala je valenciju elementa kao broj njegovih veza bez razlikovanja različitih tipova valencije ili veze. Međutim, 1893. Alfred Verner je opisao koordinacione komplekse prelaznih metala kao što je [Co(NH
3)
6]Cl
3, u kome je razlikovao glavnu i pomoćnu valentnost (na nemačkom: 'Hauptvalenz' i 'Nebenvalenz'), što odgovara savremenim konceptima oksidacionog stanja i koordinacionog broja respektivno.

Za elemente glavne grupe, Ričard Abeg je 1904. godine razmatrao pozitivne i negativne valencije (maksimalna i minimalna oksidaciona stanja) i predložio Abegovo pravilo u smislu da je njihova razlika često 8.

Jedna alternativna definicija valencije, razvijena je tokom 1920-ih, i ima moderne zagovornike. Ona se razlikuje u slučajevima kada formalni naboj atoma nije nula. Ona definiše valenciju datog atoma u kovalentnom molekulu kao broj elektrona koje je atom koristio pri vezivanju:^{[11][12][13][14]}

valencija = broj elektrona u valentnoj ljusci slobodnog atoma − broj nevezujućih elektrona na atomu u molekulu,

ili ekvivalentno:

valencija = broj veza + formalni naboj.

U ovoj konvenciji, azot u amonijum jonu [NH
4]+
vezuje se za četiri atoma vodonika, ali se smatra da je petovalentan, jer svih pet valentnih elektrona azota učestvuje u vezi.^[11]

Elektroni i valencija

Raderfordov model nuklearnog atoma (1911) pokazao je da je spoljašnjost atoma zauzeta elektronima, što sugeriše da su elektroni odgovorni za interakciju atoma i formiranje hemijskih veza. Godine 1916, Gilbert N. Luis je objasnio valencu i hemijsku vezu u smislu tendencije atoma (glavne grupe) da postignu stabilan oktet od 8 elektrona valentne ljuske. Prema Luisu, kovalentno vezivanje dovodi do okteta deljenjem elektrona, a jonsko vezivanje dovodi do okteta prenosom elektrona sa jednog atoma na drugi. Termin kovalentnost se pripisuje Irvingu Langmjuru, koji je 1919. godine izjavio da se „broj parova elektrona koji bilo koji dati atom deli sa susednim atomima naziva kovalencom tog atoma“.^[15] Prefiks ko- znači „zajedno”, tako da kovalentna veza znači da atomi dele valenciju. Nakon toga, češće se govorilo o kovalentnim vezama, a ne o valentnosti, koja je u radu višeg nivoa izašla iz upotrebe zbog napretka u teoriji hemijskog vezivanja, ali se još uvek široko koristi u elementarnim studijama, gde pruža heuristički uvod u predmet.

Tridesetih godina prošlog veka, Lajnus Poling je predložio da postoje i polarne kovalentne veze, koje su posredne između kovalentne i jonske, i da stepen jonskog karaktera zavisi od razlike elektronegativnosti dva vezana atoma.

Poling je takođe razmatrao hipervalentne molekule, u kojima elementi glavne grupe imaju prividne valence veće od maksimalnih 4 koje dozvoljava pravilo okteta. Na primer, u molekulu sumpor heksafluorida (SF
6), Poling je smatrao da sumpor formira 6 pravih dvoelektronskih veza koristeći sp³d² hibridne atomske orbitale, koje kombinuju jednu s, tri p i dve d orbitale. Međutim, u skorije vreme, kvantno-mehanički proračuni na ovom i sličnim molekulima su pokazali da je uloga d orbitala u vezivanju minimalna i da se SF
6 molekul treba opisati kao da ima 6 polarnih kovalentnih (delimično jonskih) veza napravljenih od samo četiri orbitale na sumporu (jedna s i tri p) u skladu sa pravilom okteta, zajedno sa šest orbitala na fluorima.^[16] Slični proračuni na molekulima prelaznog metala pokazuju da je uloga p orbitala minorna, tako da su jedna s i pet d orbitala na metalu dovoljne da se opiše veza.^[17]

Maksimalne valencije elemenata

Maksimalne valencije za elemente zasnovane su na podacima sa liste oksidacionih stanja elemenata.

	1	2	3		4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Grupa →
↓ Perioda
1	1 H																		2 He
2	3 Li	4 Be												5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
3	11 Na	12 Mg												13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
4	19 K	20 Ca	21 Sc		22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
5	37 Rb	38 Sr	39 Y		40 Zr	41 Nb	42 Mo	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 Cd	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
6	55 Cs	56 Ba	57 La		72 Hf	73 Ta	74 W	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
7	87 Fr	88 Ra	89 Ac		104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Nh	114 Fl	115 Mc	116 Lv	117 Ts	118 Og
					58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Pm	62 Sm	63 Eu	64 Gd	65 Tb	66 Dy	67 Ho	68 Er	69 Tm	70 Yb	71 Lu
					90 Th	91 Pa	92 U	93 Np	94 Pu	95 Am	96 Cm	97 Bk	98 Cf	99 Es	100 Fm	101 Md	102 No	103 Lr
Maksimalne valencije za elemente zasnovane su na podacima sa liste oksidacionih stanja elemenata.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Nepoznato Boja pozadine pokazuje maksimalnu valentnost hemijskog elementa 1 (crvena) = gasovito 3 (crna) = čvrsto 80 (zelena) = tečno 109 (siva) = nepoznato Boja atomskog broja pokazuje agregatno stanje (na 0 ° i 1 ) Primordijalni Od raspada Sintetički Rub pokazuje nalaženje elementa u prirodi