Валентность химических элементов

Нас арифметикой банальною не мучай,
Над нами лишь Клечковский — господин,
А он сказал, что 3+2 получше
Чем, например, 4+1
Мнемоническое правило на правило Клечковского

Понятие о валентности

Молекулы состоят из атомов. А атомы в молекуле связаны химическими связями. Когда атом в молекуле связан только с одним другим атомом, то такой атом будет считаться одновалентным. Если атом соединен с двумя другими атомами в молекуле, то такой атом будет считаться двухвалентным. Соответственно, когда атом соединен с тремя другими атомами, то мы считаем его трехвалентным и так далее.

Валентностью элемента называют число химических связей, которые образует атом в молекуле или число электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами. атомами.
Валентность не имеет знака!

Валентность обозначается римскими цифрами: I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII и записывают над химическими символами.

Основываясь на данных о составе вещества можно вывести химическую формулу. Чаще всего при составлении формул опираются на закономерности, которым подчиняются химические элементы, соединяясь между собой.

Посмотрите на эти примеры химических формул:
$\underset{хлороводород}{HCl} \underset{вода}{H_{2}O} \underset{аммиак}{N{H}_3} \underset{метан}{C{H}_4}$

Из примеров видно, что атомы элементов хлора (Cl), кислорода (O), азота (N), углерода (C) присоединяют не любое, а определенное число атомов водорода (H) — 1, 2, 3 и 4 атома соответственно. 

Между атомами в химических соединениях существуют химические связи. Посмотрите на те же самые формулы, но написанные по-другому.

Графические формулы

H — Cl	H — O — H

Такие формулы называются графическими.

Графические формулы веществ — это формулы, показывающие порядок соединения атомов в молекулах и число связей, которые образует каждый атом.

В приведенных выше примерах графических формул молекул атом водорода образует одну связь, поэтому валентность водорода в этих формулах равна I (единице). В молекуле HCl атом хлора образует одну связь, его валентность равна I, атом кислорода (O) в молекуле H₂O образует две связи и его валентность равна II, валентность азота (N) в молекуле NH₃ равна III, а валентность углерода (C) в молекуле CH₄ — IV.

Постоянная валентность

У некоторых химических элементов постоянная валентность. Свойственна атомам элементов, стоящих в 1-3 группах главных подгруппах ПСХЭ Д.И. Менделеева, а также водороду (H), кислороду (O) и фтору (F).

Элементы с постоянной валентностью — это элементы, которые во всех соединениях проявляют одинаковую валентность.

Постоянная валентность, как правило, соответствует номеру группы, в которой находится данный элемент. 

Постоянной валентностью I обладают элементы: 

• водород H;
• фтор F;
• щелочные металлы: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb и цезий Cs;

У этих одновалентных элементов атомы всегда образуют только одну связь.

Постоянной валентностью II обладают элементы:

• кислород O;
• магний Mg;
• бериллий Be;
• кальций Ca;
• стронций Sr;
• барий Ba;
• цинк Zn.

Постоянной валентностью III обладают элементы:

• бор B;
• алюминий Al.

Переменная валентность

У большинства элементов валентность переменная. Свойственна атомам элементов, стоящих в 4-8 группах и 1-3 группах побочных подгруппах ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Элементы с переменной валентностью — это элементы, имеющие в разных соединениях различную валентность.

Переменная валентность может быть:

• высшая — соответствует номеру группы (например, азот (N) находится в V группе и его высшая валентность будет равна пяти V, хлор (Cl) находится в VII группе и его высшая валентность равна семи VII);
• низшая — равна значению «8 – номер группы», но есть исключения;
• промежуточная — в 6 и 7 группах равна ±2 от низшего или высшего значения элемента. То есть плюс к низшему значению или минус от высшего значения валентности элемента.

Например, сера (S) имеет высшую валентность VI (как номер группы), низшую валентность II (8-6=2) и промежуточную валентность IV (6-2=4 или 2+2=4).

Число химических связей у элементов с переменной валентностью может меняться в зависимости от того в каком соединении эти элементы присутствуют.

Теория (метод) валентных связей

Электронная формула (конфигурация) представляет расположение электронов на электронных оболочках (уровнях и подуровнях) в атоме химического элемента.

Электронно-графическая формула атома химических элементов — это расположение электронов на орбиталях атома.
В такой формуле все электроны помечаются стрелочками (↑↓), а квадратиками — орбитали.

Валентный уровень — внешний электронный слой атома.

Важно!
Валентность химического элемента, согласно теории валентных связей, определяется количеством свободных (не спаренных) электронов на внешнем (валентном) уровне.

Атом	Электронная формула зеленым фоном выделен валентный уровень	Электронно-графическая формула
Кислород: O+8 Кислород имеет заряд +8 и находится во втором периоде.  Посмотрите на электронно-графическую формулу в крайнем правом столбце. Видно, что у кислорода есть два не спаренных электрона. Кислород во всех соединениях проявляет валентность — II (два).	1s22s22p4
Сера: S+16 Валентность II Сера имеет заряд +16 и находится в третьем периоде. Сера может иметь валентности: II, IV и VI. В третьем периоде возникает d-подуровень. И в спокойном состоянии (не в возбужденном) атом серы имеет валентность II. Подуровень d есть, но он свободен.	1s22s22p63s23p43d0
Сера: *S+16 Звездочкой * обозначено возбужденное состояние атома. Валентность IV При наличии вакантных орбиталей (в случае с серой —  d-орбиталь) электронные пары могут распариваться. Обратите внимание на перешедший на d-подуровень электрон с p-подуровня. Такой переход электрона возможен только когда атом получает избыток энергии, то есть переходит в возбужденное состояние.	1s22s22p63s23p33d1
Сера: **S+16 Звездочками ** обозначено большее возбужденное состояние атома. Валентность VI Распаривание электронов возможно только на валентном уровне. Замечаем, что у нас остается не распаренная электронная пара на 3s2. Именно отсюда еще один электрон переходит на d-подуровень при получении атомом еще большего избытка энергии.  Не спаренных электронов становится шесть, поэтому валентность серы в таком состоянии тоже равно VI. Больше распаривать нечего, поэтому VI — максимальное валентное состояние атома серы.	1s22s22p63s13p33d2
Хлор: Cl+17 Валентность I Хлор имеет заряд +17 и находится в третьем периоде седьмой группы главной подгруппы. Хлор может иметь валентности: I, III, V и VII. В третьем периоде возникает d-подуровень. И в спокойном состоянии (не в возбужденном) атом хлора имеет валентность I. Подуровень d есть, но он свободен.	1s22s22p63s23p53d0
Хлор: *Cl+17 Звездочкой * обозначено возбужденное состояние атома. Валентность III В возбужденном состоянии происходит распаривание ближайшей пары к первому не спаренному электрону. Электрон переходит на d-подуровень. Появляется три неспаренных электрона и валентность равна III.	1s22s22p63s23p43d1
Хлор: **Cl+17 Звездочками ** обозначено возбужденное состояние атома. Валентность V В более возбужденном состоянии происходит распаривание следующей ближайшей пары к первому не спаренному электрону. Электрон переходит на d-подуровень. Появляется пять неспаренных электронов и валентность равна V.	1s22s22p63s23p33d2
Хлор: ***Cl+17 Звездочками *** обозначено возбужденное состояние атома. Валентность VII В еще более возбужденном состоянии происходит распаривание следующей ближайшей пары к первому не спаренному электрону. Электрон переходит на d-подуровень. Появляется семь неспаренных электронов и валентность равна VII.	1s22s22p63s13p33d3
Азот: N+7 Валентность III Азот находится во втором периоде. У него нет d-подуровня (электронам некуда «перепрыгивать», как у серы или хлора), поэтому валентность III — это максимальная валентность для азота. Но! Есть исключение. Смотрите ниже про строение азотной кислоты и валентность азота в ней.	1s22s22p3
Особенность строения соединения HNO3 — азотная кислота Валентность азота равна трем. Казалось бы, следуя этой логике валентность азота в соединении HNO3 должна была быть тоже равна трем. Но нет.  Валентность азота в азотной кислоте (HNO3) равна 4, степень окисления +5, а оба атома кислорода равноценно связаны с атомом азота.

Внимание!
Помните, что химия — наука исключений. 
У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Например, у хрома (Cr) с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-уровня переходит в ячейку d-уровня. Похожий эффект есть у молибдена (Mo), ниобия (Nb) и др. 

Кроме того, есть понятие возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником!