Stanoví sa maximálna hodnota valencie chemického prvku. Čo je valencia

VALENCE(lat. valentia - sila) schopnosť atómu pripojiť alebo nahradiť určitý počet iných atómov alebo skupín atómov.

Po mnoho desaťročí bol pojem valencie jedným zo základných, fundamentálnych pojmov v chémii. S týmto pojmom sa určite stretli všetci študenti chémie. Spočiatku sa im to zdalo celkom jednoduché a jednoznačné: vodík je jednomocný, kyslík je dvojmocný atď. V jednej z príručiek pre žiadateľov sa píše: „Valencia je počet chemických väzieb vytvorených atómom v zlúčenine.“ Ale aká je potom v súlade s touto definíciou valencia uhlíka v karbide železa Fe 3 C, v karbonyle železa Fe 2 (CO) 9, v dávno známych soliach K 3 Fe (CN) 6 a K 4 Fe ( CN) 6? A dokonca aj v chloride sodnom je každý atóm v kryštáli NaCl viazaný na šesť ďalších atómov! Toľko definícií, dokonca aj vytlačených v učebniciach, treba aplikovať veľmi opatrne.

V moderných publikáciách možno nájsť rôzne, často nejednotné definície. Napríklad toto: "Valencia je schopnosť atómov tvoriť určitý počet kovalentných väzieb." Táto definícia je jasná, jednoznačná, ale je použiteľná len pre zlúčeniny s kovalentnými väzbami. Určte valenciu atómu a celkový počet elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe chemickej väzby; a počet elektrónových párov, ktorými je daný atóm viazaný k iným atómom; a počet jeho nepárových elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe spoločných elektrónových párov. Ťažkosti spôsobuje aj ďalšia často sa vyskytujúca definícia valencie ako počet chemických väzieb, ktorými je daný atóm spojený s inými atómami, pretože nie je vždy možné jednoznačne definovať, čo je chemická väzba. V skutočnosti nie vo všetkých zlúčeninách sú chemické väzby tvorené pármi elektrónov. Najjednoduchším príkladom sú iónové kryštály, ako je chlorid sodný; v ňom každý atóm sodíka tvorí väzbu (iónovú) so šiestimi atómami chlóru a naopak. Je potrebné počítať chemické väzby vodíkové väzby (napríklad v molekulách vody)?

Vzniká otázka, čomu sa môže rovnať valencia atómu dusíka v súlade s jeho rôznymi definíciami. Ak je valencia určená celkovým počtom elektrónov zapojených do tvorby chemických väzieb s inými atómami, potom by sa maximálna valencia atómu dusíka mala považovať za rovnú piatim, pretože atóm dusíka môže pri tvorbe použiť všetkých svojich päť vonkajších elektrónov. chemických väzieb - dva s-elektróny a tri p-elektróny. Ak je valencia určená počtom elektrónových párov, s ktorými je daný atóm viazaný k iným, potom je v tomto prípade maximálna valencia atómu dusíka štyri. V tomto prípade tri p-elektróny tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami a ešte jedna väzba vzniká vďaka dvom 2s-elektrónom dusíka. Príkladom je reakcia amoniaku s kyselinami za vzniku amónneho katiónu. Nakoniec, ak je valencia určená iba počtom nespárovaných elektrónov v atóme, potom valencia dusíka nemôže byť väčšia ako tri, pretože atóm N nemôže mať viac ako tri nepárové elektróny (excitácia elektrónu 2s môže nastať len do úrovne s n = 3, čo je energeticky mimoriadne nepriaznivé). Takže v halogenidoch dusík tvorí iba tri kovalentné väzby a neexistujú žiadne zlúčeniny ako NF5, NCI5 alebo NBr5 (na rozdiel od úplne stabilných PF3, PCl3 a PBr3). Ale ak atóm dusíka prenesie jeden zo svojich 2s elektrónov na iný atóm, potom vo výslednom katióne N + zostanú štyri nepárové elektróny a valencia tohto katiónu bude štyri. To sa deje napríklad v molekule kyseliny dusičnej. Rôzne definície valencie teda vedú k rôznym výsledkom aj v prípade jednoduchých molekúl.

Ktorá z týchto definícií je „správna“ a je možné dať jednoznačnú definíciu valencie. Na zodpovedanie týchto otázok je užitočné urobiť exkurziu do minulosti a zvážiť, ako sa pojem „valencia“ zmenil s rozvojom chémie.

Myšlienka valencie prvkov (ktorá však v tom čase nebola uznaná) bola prvýkrát vyjadrená v polovici 19. Anglický chemik E. Frankland: hovoril o určitej „saturačnej kapacite“ kovov a kyslíka. Následne sa valencia začala chápať ako schopnosť atómu pripojiť alebo nahradiť určitý počet iných atómov (alebo skupín atómov) za vzniku chemickej väzby. Jeden z tvorcov teórie chemickej štruktúry Friedrich August Kekule napísal: „Valencia je základnou vlastnosťou atómu, vlastnosťou rovnako konštantnou a nemennou ako samotná atómová hmotnosť. Kekule považoval valenciu prvku za konštantnú hodnotu. Koncom 50. rokov 19. storočia väčšina chemikov verila, že valencia (vtedy nazývaná "atomicita") uhlíka bola 4, valencie kyslíka a síry boli 2 a valencie halogénov boli 1. V roku 1868 nemecký chemik K.G." valencia“ (po latinsky valentia – sila). Dlho sa však takmer nepoužíval, aspoň v Rusku (namiesto toho sa hovorilo napríklad o „jednotkách afinity“, „počte ekvivalentov“, „počte akcií“ atď.). Je príznačné, že v encyklopedický slovník Brockhaus a Efron(takmer všetky články o chémii v tejto encyklopédii si prezrel, opravil a často napísal D.I. Mendelejev) vôbec neexistuje článok „valencia“. Nie je to ani v klasickom diele Mendelejeva. Základy chémie(len občas spomenie pojem „atomicita“, bez toho, aby sa ním podrobne zaoberal a bez toho, aby mu dal jednoznačnú definíciu).

Na zreteľné znázornenie ťažkostí, ktoré sprevádzali pojem „valencia“ od samého začiatku, je vhodné citovať populárny na začiatku 20. storočia. mnohých krajinách, vďaka veľkému pedagogickému talentu autora, učebnica amerického chemika Alexandra Smitha, ktorú vydal v roku 1917 (v ruskom preklade - v rokoch 1911, 1916 a 1931): „Ani jeden pojem v chémii nedostal taký množstvo nejasných a nepresných definícií ako pojem valencia“. A ďalej v sekcii Niektoré zvláštnosti v názoroch na valenciu autor píše:

„Keď bol prvýkrát skonštruovaný koncept valencie, potom sa celkom mylne verilo, že každý prvok má jednu valenciu. Preto pri uvažovaní takých párov zlúčenín ako sú CuCl a CuCl 2, alebo ... FeCl 2 a FeCl 3 sme vychádzali z predpokladu, že meď Vždy je dvojmocné a železo je trojmocné a na tomto základe boli vzorce skreslené tak, aby vyhovovali tomuto predpokladu. Vzorec pre chlorid meďnatý bol teda napísaný (a často aj teraz) takto: Cu 2 Cl 2. V tomto prípade vzorce dvoch zlúčenín chloridu meďnatého v grafický obrázok získajte tvar: Cl–Cu–Cu–Cl a Cl–Cu–Cl. V oboch prípadoch každý atóm medi obsahuje (na papieri) dve jednotky a je teda dvojmocný (na papieri). Podobne... zdvojnásobenie vzorca FeCl 2 dalo Cl 2 >Fe–Fe 2, čo nám umožnilo zvážiť... železité železo.“ A Smith pokračuje k veľmi dôležitému a nadčasovému záveru: „Je úplne v rozpore s vedeckou metódou vymýšľať alebo skresľovať fakty s cieľom podporiť názor, ktorý nie je založený na skúsenostiach, ale je výsledkom jednoduchého predpokladu. História vedy však ukazuje, že takéto chyby sú často pozorované.

V roku 1912 ruský chemik L.A. Chugaev, ktorý získal svetové uznanie za svoju prácu o chémii komplexných zlúčenín, podal prehľad myšlienok o valencii zo začiatku storočia. Chugaev jasne ukázal ťažkosti spojené s definíciou a aplikáciou konceptu valencie:

„Valencia je termín používaný v chémii v rovnakom zmysle ako „atomicita“ na označenie maximálneho počtu atómov vodíka (alebo iných monatomických atómov alebo monatomických radikálov), s ktorými môže byť atóm daného prvku v priamom spojení (alebo ktorý môže nahradiť). Slovo valencia sa často používa aj vo význame jednotky valencie, prípadne jednotky afinity. Takže hovoria, že kyslík má dve, dusík tri valencie atď. Slová valencia a „atomicita“ sa predtým používali bez rozdielu, ale keďže samotné pojmy nimi vyjadrené stratili svoju pôvodnú jednoduchosť a stali sa komplikovanejšími, v mnohých prípadoch zostalo v platnosti len slovo valencia... Komplikácia tzv. pojem valencie sa začal zistením, že valencia je premenlivá veličina ... navyše v zmysle veci je vždy vyjadrená ako celé číslo.

Chemici vedeli, že mnohé kovy majú premenlivú mocnosť a mali sa rozprávať napríklad o dvojmocnom, trojmocnom a šesťmocnom chróme. Čugajev povedal, že aj v prípade uhlíka musel pripustiť možnosť, že jeho valencia môže byť iná ako 4 a CO nie je jedinou výnimkou: „Divalentný uhlík sa veľmi pravdepodobne nachádza v karbylamínoch CH 3 -N = C, v r. jeho soli C=NOH, C=NOMe atď. Vieme, že existuje aj trojatómový uhlík...“ rozširuje klasický pojem valencie a rozširuje ho na prípady, na ktoré je ako taký nepoužiteľný. Ak Thiele dospel k potrebe ... povoliť "rozdrvenie" jednotiek valencie, potom existuje celý riadok skutočnosti, ktoré nás nútia vyvodiť pojem valencia z úzkeho rámca, v ktorom bol pôvodne uzavretý v inom zmysle. Videli sme, že štúdium najjednoduchších (väčšinou binárnych ...) zlúčenín tvorených chemickými prvkami, pre každý z nich, nás núti predpokladať určité, vždy malé a samozrejme celočíselné hodnoty ich valencie. Takýchto hodnôt je vo všeobecnosti veľmi málo (prvky vykazujúce viac ako tri rôzne valencie sú zriedkavé) ... Skúsenosti však ukazujú, že ak by sa všetky vyššie uvedené jednotky valencie mali považovať za nasýtené, schopnosť molekúl vytvorených v tomto prípade ďalšie pridávanie vôbec nedosahuje limit. Kovové soli teda pridávajú vodu, čpavok, amíny..., čím vytvárajú rôzne hydráty, amoniaky... atď. zložité spojenia, ktoré ... dnes zaraďujeme medzi komplexné. Existencia takýchto zlúčenín, ktoré nezapadajú do rámca najjednoduchšieho pojmu valencie, si prirodzene vyžiadala jeho rozšírenie a zavedenie ďalších hypotéz. Jednou z týchto hypotéz, ktorú navrhol A. Werner, je, že popri hlavných alebo základných valenčných jednotkách existujú aj ďalšie, vedľajšie. Tie sú zvyčajne označené bodkovanou čiarou.

Aká mocnosť by sa napríklad mala pripísať atómu kobaltu v jeho chloride, ktorý pridal šesť molekúl amoniaku za vzniku zlúčeniny CoCl 3 6NH 3 (alebo, čo je to isté, Co (NH 3) 6 Cl 3) ? V ňom je atóm kobaltu spojený súčasne s deviatimi atómami chlóru a dusíka! D.I. Mendelejev pri tejto príležitosti napísal o málo prebádaných „silách zvyškovej afinity“. A švajčiarsky chemik A. Werner, ktorý vytvoril teóriu komplexných zlúčenín, zaviedol pojmy hlavná (primárna) valencia a vedľajšia (sekundárna) valencia (v modernej chémii tieto pojmy zodpovedajú oxidačnému stavu a koordinačnému číslu). Obe valencie môžu byť variabilné a v niektorých prípadoch je veľmi ťažké alebo dokonca nemožné ich rozlíšiť.

Ďalej sa Chugaev dotýka teórie elektrovalencie R. Abegga, ktorá môže byť pozitívna (v zlúčeninách s vyšším kyslíkom) alebo negatívna (v zlúčeninách s vodíkom). V tomto prípade je súčet vyšších mocností prvkov v kyslíku a vodíku pre skupiny IV až VII 8. Prezentácia v mnohých učebniciach chémie je stále založená na tejto teórii. Na záver Chugaev spomína chemické zlúčeniny, pre ktoré je pojem valencie prakticky nepoužiteľný – intermetalické zlúčeniny, ktorých zloženie „je často vyjadrené vo veľmi zvláštnych vzorcoch, veľmi málo pripomínajúcich obvyklé hodnoty valencie. Sú to napríklad tieto zlúčeniny: NaCd5, NaZn12, FeZn7 a ďalšie.

Na niektoré ťažkosti pri určovaní valencie poukázal ďalší slávny ruský chemik I.A. Kablukov vo svojej učebnici Základné začiatky nie organická chémia , vydané v roku 1929. Čo sa týka koordinačného čísla, citujme (v ruskom preklade) učebnicu vydanú v Berlíne v roku 1933 od jedného zo zakladateľov modernej teórie riešení, dánskeho chemika Nilsa Bjerruma:

"Zvyčajné valenčné čísla nedávajú žiadnu predstavu o charakteristických vlastnostiach, ktoré vykazujú mnohé atómy v mnohých komplexných zlúčeninách. Na vysvetlenie schopnosti atómov alebo iónov vytvárať komplexné zlúčeniny bol pre atómy a ióny zavedený nový špeciálny rad čísel, odlišný od bežných valenčných čísel. V komplexných iónoch striebra ... z väčšej časti priamo spojené s centrálnym atómom kovu dva atóm alebo dve skupiny atómov, napríklad Ag (NH 3) 2 +, Ag (CN) 2 -, Ag (S 2 O 3) 2 - ... Na popísanie tohto spojenia bol zavedený pojem koordinačné číslo a priraďte iónom Ag + koordinačné číslo 2. Ako je zrejmé z uvedených príkladov, skupiny spojené s centrálny atóm, môžu byť neutrálne molekuly (NH 3) a ióny (CN -, S 2 O 3 -). Dvojmocný ión medi Cu ++ a trojmocný ión zlata Au +++ majú vo väčšine prípadov koordinačné číslo 4. Koordinačné číslo atómu, samozrejme, ešte neudáva, aký druh väzby existuje medzi centrálnym atómom a iné atómy alebo skupiny atómov s ním spojené; ale ukázalo sa, že je to vynikajúci nástroj pre systematiku komplexných zlúčenín.

A. Smith uvádza veľmi názorné príklady „špeciálnych vlastností“ komplexných zlúčenín vo svojej učebnici:

„Zvážte nasledujúce „molekulárne“ zlúčeniny platiny: PtCl 4 2NH 3, PtCl 4 4NH 3, PtCl 4 6NH 3 a PtCl 4 2KCl. Bližšie štúdium týchto zlúčenín odhaľuje množstvo pozoruhodných vlastností. Prvá zlúčenina v roztoku sa prakticky nerozkladá na ióny; elektrická vodivosť jeho roztokov je extrémne nízka; dusičnan strieborný nezráža s ním AgCl. Werner predpokladal, že atómy chlóru sú viazané na atóm platiny bežnými valenciami; Werner ich nazval hlavnými a molekuly amoniaku sú spojené s atómom platiny ďalšími, bočnými valenciami. Táto zlúčenina má podľa Wernera nasledujúcu štruktúru:

Veľké zátvorky označujú integritu skupiny atómov, komplexu, ktorý sa nerozkladá, keď je zlúčenina rozpustená.

Druhá zlúčenina má odlišné vlastnosti ako prvá; ide o elektrolyt, elektrická vodivosť jeho roztokov je rovnakého rádu ako elektrická vodivosť roztokov solí, ktoré sa rozkladajú na tri ióny (K 2 SO 4, BaCl 2, MgCl 2); dusičnan strieborný vyzráža dva zo štyroch atómov. Podľa Wernera má táto zlúčenina nasledujúcu štruktúru: 2– + 2Cl –. Tu máme komplexný ión, atómy chlóru v ňom nie sú vyzrážané dusičnanom strieborným a tento komplex tvorí okolo jadra - atóm Pt - vnútornú sféru atómov v zlúčenine sa atómy chlóru odštiepia vo forme iónov z vonkajšej gule atómov, preto ich píšeme mimo veľkých zátvoriek. Ak predpokladáme, že Pt má štyri hlavné valencie, potom sa v tomto komplexe používajú iba dve, zatiaľ čo ďalšie dve obsahujú dva vonkajšie atómy chlóru. V prvej zlúčenine sú všetky štyri valencie platiny použité v samotnom komplexe, v dôsledku čoho táto zlúčenina nie je elektrolytom.

V tretej zlúčenine sú všetky štyri atómy chlóru vyzrážané dusičnanom strieborným; vysoká elektrická vodivosť tejto soli ukazuje, že dáva päť iónov; je zrejmé, že jeho štruktúra je nasledovná: 4– + 4Cl – ... V komplexnom ióne sú všetky molekuly amoniaku spojené s Pt bočnými valenciami; čo zodpovedá štyrom hlavným valenciám platiny, vo vonkajšej sfére sú štyri atómy chlóru.

V štvrtej zlúčenine dusičnan strieborný vôbec nezráža chlór, elektrická vodivosť jeho roztokov naznačuje rozklad na tri ióny a výmenné reakcie odhaľujú draselné ióny. Tejto zlúčenine pripisujeme nasledujúcu štruktúru: 2– + 2K + . V komplexnom ióne sa používajú štyri hlavné valencie Pt, ale keďže nie sú použité hlavné valencie dvoch atómov chlóru, vo vonkajšej sfére môžu zostať dva kladné jednomocné ióny (2K +, 2NH4 + atď.). .

Uvedené príklady nápadného rozdielu vo vlastnostiach navonok podobných komplexov platiny poskytujú predstavu o ťažkostiach, ktorým chemici čelia pri pokuse o jednoznačné určenie valencie.

Po vytvorení elektronických predstáv o štruktúre atómov a molekúl sa pojem „elektrovalencia“ začal široko používať. Pretože atómy môžu darovať aj prijímať elektróny, elektrovalencia môže byť pozitívna alebo negatívna (teraz sa namiesto elektrovalencie používa pojem oxidačného stavu). Do akej miery sa zhodovali nové elektronické predstavy o valencii so starými? N. Bjerrum v už citovanej učebnici o tom píše: „Medzi zvyčajnými valenčnými číslami a zavedenými novými číslami - elektrovalenciou a koordinačným číslom je určitá závislosť, ale v žiadnom prípade nie sú totožné. Starý pojem valencie sa rozdelil na dva nové pojmy. Pri tejto príležitosti Bjerrum urobil dôležitú poznámku: „Koordinačné číslo uhlíka je vo väčšine prípadov 4 a jeho elektrovalencia je buď +4 alebo -4. Keďže obe čísla sa pre atóm uhlíka zvyčajne zhodujú, zlúčeniny uhlíka nie sú vhodné na štúdium rozdielu medzi týmito dvoma pojmami.

V rámci elektrónovej teórie chemickej väzby, vyvinutej v prácach amerického fyzikálneho chemika G. Lewisa a nemeckého fyzika W. Kossela, sa objavili pojmy ako donor-akceptorová (koordinačná) väzba a kovalencia. V súlade s touto teóriou bola valencia atómu určená počtom jeho elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe spoločných elektrónových párov s inými atómami. V tomto prípade bola maximálna valencia prvku považovaná za rovnajúcu sa počtu elektrónov vo vonkajšom elektrónovom obale atómu (zhoduje sa s číslom skupiny periodickej tabuľky, do ktorej daný prvok patrí). Podľa iných konceptov založených na kvantových chemických zákonoch (vyvinuli ich nemeckí fyzici W. Heitler a F. London) by sa nemali počítať všetky vonkajšie elektróny, ale iba nepárové (v základnom alebo excitovanom stave atómu); táto definícia je uvedená v mnohých chemických encyklopédiách.

Sú však známe fakty, ktoré do toho nezapadajú jednoduchý obvod. Takže v mnohých zlúčeninách (napríklad v ozóne) môže pár elektrónov držať nie dve, ale tri jadrá; v iných molekulách môže byť chemická väzba uskutočnená jediným elektrónom. Nie je možné opísať takéto spojenia bez použitia aparátu kvantovej chémie. Ako napríklad určiť valenciu atómov v takých zlúčeninách, ako je pentaborán B 5 H 9 a iné bórany s "mostovými" väzbami, v ktorých je atóm vodíka viazaný na dva atómy bóru naraz; ferocén Fe (C 5 H 5) 2 (atóm železa s oxidačným stavom +2 je bezprostredne spojený s 10 atómami uhlíka); pentakarbonyl železa Fe(CO)5 (atóm železa v nulovom oxidačnom stave je naviazaný na päť atómov uhlíka); pentakarbonylchromát sodný Na 2 Cr (CO) 5 (oxidačný stav chrómu-2)? Takéto „neklasické“ prípady nie sú ničím výnimočným. Podobných „prerušovačov valencie“, zlúčenín s rôznymi „exotickými valenciami“, ako sa vyvíjala chémia, bolo čoraz viac.

Aby sa obišli niektoré ťažkosti, bola uvedená definícia, podľa ktorej je pri určovaní valencie atómu potrebné vziať do úvahy celkový počet nespárovaných elektrónov, nezdieľaných elektrónových párov a voľných orbitálov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb. Prázdne orbitály sa priamo podieľajú na tvorbe väzieb donor-akceptor v rôznych komplexných zlúčeninách.

Jedným zo záverov je, že vývoj teórie a získavanie nových experimentálnych údajov viedli k tomu, že pokusy o jasné pochopenie podstaty valencie rozdelili tento pojem na množstvo nových pojmov, akými sú hlavná a vedľajšia valencia. , iónová valencia a kovalencia, koordinačné číslo a stupeň oxidácie atď. To znamená, že pojem „valencia“ sa „rozdelil“ na množstvo nezávislých pojmov, z ktorých každý pôsobí v určitej oblasti. Tradičný pojem valencie má zrejme jasný a jednoznačný význam len pre zlúčeniny, v ktorých sú všetky chemické väzby dvojcentrové (t. j. spájajú len dva atómy) a každá väzba je realizovaná párom elektrónov umiestnených medzi dvoma susednými atómami, inými slovami, pre kovalentné zlúčeniny, ako je HCl, C02, C5H12 atď.

Druhý záver nie je celkom bežný: pojem "valencia", hoci sa používa v modernej chémii, má veľmi obmedzené použitie, pokusy dať mu jednoznačnú definíciu "pre všetky príležitosti" nie sú veľmi produktívne a sú takmer potrebné. Nie nadarmo sa autori mnohých učebníc, najmä tých v zahraničí, bez tohto pojmu vôbec zaobídu alebo sa obmedzia na poukázanie na to, že pojem „valencia“ má najmä historický význam, zatiaľ čo teraz chemici väčšinou používajú bežnejší, aj keď trochu umelý koncept "oxidačného stavu".

Iľja Leenson

Inštrukcia

Tabuľka je štruktúra, v ktorej sa chemické prvky nachádzajú podľa ich princípov a zákonitostí. To znamená, že môžeme povedať, že ide o viacposchodový „dom“, v ktorom „žijú“ chemické prvky a každý z nich má pod určitým číslom svoj vlastný byt. Vodorovne sú "poschodia" - ktoré môžu byť malé a veľké. Ak sa bodka skladá z dvoch riadkov (čo je na boku označené číslovaním), potom sa takáto bodka nazýva veľká. Ak má iba jeden riadok, potom sa nazýva malý.

Tabuľka je rozdelená aj na „vstupy“ – skupiny, ktorých je len osem. Ako v každom vchode, byty sú umiestnené vľavo a vpravo a tu sú chemické prvky umiestnené rovnakým spôsobom. Iba v tejto verzii je ich umiestnenie nerovnomerné - na jednej strane je viac prvkov a potom hovoria o hlavnej skupine, na druhej strane menej, čo naznačuje, že skupina je sekundárna.

Valencia je schopnosť prvkov vytvárať chemické väzby. Existuje konštanta, ktorá sa nemení a premenná, ktorá má iný význam podľa toho, v ktorej látke sa prvok nachádza. Pri určovaní valencie podľa periodickej tabuľky je potrebné venovať pozornosť nasledujúcim charakteristikám: skupinovému číslu prvkov a jeho typu (teda hlavnej alebo vedľajšej skupine). Trvalá valencia v tomto prípade je určené číslom skupiny hlavnej podskupiny. Poznať význam variabilná valencia(ak je tam jeden, navyše zvyčajne y), tak od 8 (iba 8 - teda také číslo) odčítajte číslo skupiny, v ktorej sa prvok nachádza.

Príklad č. 1. Ak sa pozriete na prvky prvej skupiny hlavnej podskupiny (alkalické), potom môžeme usúdiť, že všetky majú valenciu rovnajúcu sa I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Príklad č. 2 Prvky druhej skupiny hlavnej podskupiny (kovy alkalických zemín) majú valenciu II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).

Príklad č.3. Ak hovoríme o nekovoch, tak napríklad P (fosfor) je v skupine V hlavnej podskupiny. Odtiaľto sa jeho valencia bude rovnať V. Okrem toho má fosfor ďalšiu valenčnú hodnotu a na jej určenie musíte vykonať akciu 8 - číslo prvku. Preto 8 - 5 (číslo skupiny) \u003d 3. Preto je druhá valencia fosforu III.

Príklad č. 4. Halogény sú v VII skupina hlavná podskupina. Ich valencia sa teda bude rovnať VII. Avšak vzhľadom na to, že ide o nekovy, je potrebné vykonať aritmetickú operáciu: 8 - 7 (číslo skupiny prvkov) \u003d 1. Preto sa ďalšia valencia rovná I.

Pre prvky sekundárnych podskupín (a pre ne iba kovy) je potrebné pamätať na valenciu, najmä preto, že vo väčšine prípadov sa rovná I, II, menej často III. Budete si tiež musieť zapamätať valenciu chemické prvky ktoré majú viac ako dve hodnoty.

Podobné videá

Poznámka

Buďte opatrní pri identifikácii kovov a nekovov. Na tento účel sú v tabuľke zvyčajne uvedené symboly.

Zdroje:

ako správne vysloviť prvky periodickej tabuľky
aká je mocnosť fosforu? X

Zo školy alebo ešte skôr každý vie, že všetko okolo, vrátane nás samých, sa skladá z ich atómov – najmenších a nedeliteľných častíc. Vďaka schopnosti atómov navzájom sa spájať je rozmanitosť nášho sveta obrovská. Schopnosť týchto chemických atómov element tvoria väzby s inými atómami valencia element.

Inštrukcia

Každý prvok v tabuľke má priradené špecifické sériové číslo (H - 1, Li - 2, Be - 3 atď.). Toto číslo zodpovedá jadru (počet protónov v jadre) a počtu elektrónov obiehajúcich okolo jadra. Počet protónov sa teda rovná počtu elektrónov, čo znamená, že za normálnych podmienok je atóm elektricky .

Rozdelenie do siedmich období nastáva podľa počtu energetických hladín atómu. Atómy prvého obdobia majú jednoúrovňový elektrónový obal, druhý - dvojúrovňový, tretí - trojúrovňový atď. Keď sa naplní nová úroveň energie, začína sa nové obdobie.

Prvé prvky akéhokoľvek obdobia sú charakterizované atómami, ktoré majú na vonkajšej úrovni jeden elektrón - sú to atómy alkalických kovov. Obdobia končia atómami vzácnych plynov, ktoré majú vonkajšiu energetickú hladinu úplne naplnenú elektrónmi: v prvej perióde majú inertné plyny 2 elektróny, v ďalších 8. Práve kvôli podobnej štruktúre elektrónových obalov že skupiny prvkov majú podobné fyzikálno-.

V tabuľke D.I. Mendelejev má 8 hlavných podskupín. Ich počet je spôsobený maximálnym možným počtom elektrónov na energetickej úrovni.

V spodnej časti periodickej tabuľky sú lantanoidy a aktinidy vyčlenené ako nezávislé série.

Pomocou tabuľky D.I. Mendelejeva, možno pozorovať periodicitu nasledujúcich vlastností prvkov: polomer atómu, objem atómu; ionizačný potenciál; sily elektrónovej afinity; elektronegativita atómu; ; fyzikálne vlastnosti potenciálne zlúčeniny.

Jasne vysledovateľná periodicita v usporiadaní prvkov v tabuľke D.I. Mendelejev je racionálne vysvetlený konzistentným charakterom plnenia energetických hladín elektrónmi.

Zdroje:

Mendelejevov stôl

Encyklopedický YouTube

1 / 5

Presné a neskôr plne potvrdené pochopenie fenoménu valencie však navrhol v roku 1852 chemik Edward Frankland v práci, v ktorej zozbieral a prehodnotil všetky teórie a predpoklady, ktoré v tom čase na túto tému existovali. Sledovanie schopnosti nasýtiť rôzne kovy a porovnanie zloženia organických derivátov kovov so zložením Organické zlúčeniny, Frankland predstavil koncept „ spojovacia sila» ( spojovacie závažie), čím položili základ náuke o valencii. Hoci Frankland zaviedol niektoré konkrétne zákony, jeho myšlienky neboli rozvinuté.

Rozhodujúcu úlohu pri vytváraní teórie valencie zohral Friedrich August Kekule. V roku 1857 ukázal, že uhlík je štvorzákladný (štvoratómový) prvok a jeho najjednoduchšou zlúčeninou je metán CH 4 . Kekule, presvedčený o pravdivosti svojich predstáv o mocenstve atómov, ich zaviedol do svojej učebnice organickej chémie: zásaditosť je podľa autora základnou vlastnosťou atómu, vlastnosťou rovnakou konštantnou a nemennou ako atómová hmotnosť. V roku 1858 boli názory, ktoré sa takmer zhodovali s myšlienkami Kekule, vyjadrené v článku „ O novom chemická teória » Archibald Scott Cooper.

O tri roky neskôr, v septembri 1861, A. M. Butlerov urobil najdôležitejšie dodatky k teórii valencie. Jasne rozlíšil medzi voľným atómom a atómom, ktorý vstúpil do spojenia s iným, keď je jeho afinita „ viaže a mení sa do novej podoby". Butlerov predstavil myšlienku úplnosti použitia síl afinity a „ afinitné napätie“, teda energetická neekvivalencia väzieb, ktorá je spôsobená vzájomným vplyvom atómov v molekule. V dôsledku tohto vzájomného ovplyvňovania sa atómy v závislosti od ich štruktúrneho prostredia líšia « chemický význam ". Butlerovova teória umožnila vysvetliť mnohé experimentálne fakty týkajúce sa izomérie organických zlúčenín a ich reaktivity.

Obrovskou výhodou teórie valencie bola možnosť vizuálneho znázornenia molekuly. V 60. rokoch 19. storočia objavili sa prvé molekulárne modely. Už v roku 1864 A. Brown navrhol používať štruktúrne vzorce vo forme kruhov so symbolmi prvkov v nich umiestnených, spojených čiarami označujúcimi chemickú väzbu medzi atómami; počet riadkov zodpovedal valencii atómu. V roku 1865 A. von Hoffmann predviedol prvé modely guľôčok a palíc, v ktorých kroketové gule hrali úlohu atómov. V roku 1866 sa v Kekuleho učebnici objavili nákresy stereochemických modelov, v ktorých mal atóm uhlíka štvorstennú konfiguráciu.

Spočiatku sa ako jednotka valencie brala valencia atómu vodíka. Valencia iného prvku môže byť v tomto prípade vyjadrená počtom atómov vodíka, ktoré sa na seba viažu alebo nahrádzajú jeden atóm tohto iného prvku. Takto určená valencia sa v zlúčeninách vodíka nazýva valencia alebo valencia vodíka: napríklad v zlúčeninách HCl, H 2 O, NH 3, CH 4 je valencia vodíka chlóru jedna, kyslíka dve, dusíka tri, uhlík je štyri.

Valencia kyslíka je zvyčajne dvojaká. Preto, keď poznáme zloženie alebo vzorec kyslíkatej zlúčeniny konkrétneho prvku, je možné určiť jej valenciu ako dvojnásobok počtu atómov kyslíka, ktoré môže pripojiť jeden atóm tohto prvku. Takto určená valencia sa nazýva valencia prvku v zlúčeninách kyslíka alebo valencia pre kyslík: napríklad v zlúčeninách K 2 O, CO, N 2 O 3, SiO 2, SO 3 je valencia pre kyslík draslíka. je jeden, uhlík - dva, dusík - tri, kremík - štyri, síra - šesť.

Pre väčšinu prvkov sú hodnoty valencie v zlúčeninách vodíka a kyslíka odlišné: napríklad valencia síry vo vodíku je dve (H2S) a v kyslíku je šesť (SO3). Okrem toho väčšina prvkov vykazuje vo svojich rôznych zlúčeninách rôzne valencie [niektoré prvky nemusia mať ani hydridy, ani oxidy]. Napríklad uhlík tvorí s kyslíkom dva oxidy: oxid uhoľnatý CO a oxid uhličitý CO 2 . V oxide uhoľnatém je valencia uhlíka dve a v oxide štyri (niektoré prvky môžu vytvárať aj peroxidy). Z uvažovaných príkladov vyplýva, že spravidla nie je možné charakterizovať valenciu prvku jedným číslom a/alebo metódou.

Moderné predstavy o valencii

Od vzniku teórie chemickej väzby prešiel pojem „valencia“ významným vývojom. V súčasnosti nemá striktnú vedeckú interpretáciu, preto je takmer úplne vytlačená z vedeckého slovníka a používa sa najmä na metodologické účely.

Valencia chemických prvkov sa v zásade zvyčajne chápe ako schopnosť ich voľných atómov (viac úzky zmysel- miera jeho schopnosti) vytvárať určitý počet kovalentných väzieb. V zlúčeninách s kovalentnými väzbami je valencia atómov určená počtom vytvorených dvojelektrónových dvojstredových väzieb. Práve tento prístup je prijatý v teórii lokalizovaných valenčných väzieb navrhnutých v roku 1927 W. Heitlerom a F. Londonom. Samozrejme, ak má atóm n nepárové elektróny a m osamelé elektrónové páry, potom môže vzniknúť tento atóm n+m kovalentné väzby s inými atómami. Pri posudzovaní maximálnej valencie treba vychádzať z elektronickej konfigurácie hypotetickej, tzv. „excitovaný“ (valenčný) stav. Napríklad maximálna valencia atómu bóru, uhlíka a dusíka je 4 (napríklad v -, CH 4 a +), fosfor - 5 (PCl 5), síra - 6 (H2S04), chlór - 7 (C1207).
Počet väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť, sa rovná počtu jeho nepárových elektrónov, ktoré vytvoria spoločné elektrónové páry (molekulárne dvojelektrónové oblaky). Kovalentná väzba môže byť vytvorená aj mechanizmom donor-akceptor. V tomto prípade sa v oboch prípadoch neberie do úvahy polarita vytvorených väzieb, a preto valencia nemá znamienko – nemôže byť ani kladná, ani záporná. na rozdiel od stupňa oxidácie(N2, N02, NH3 a +).

Okrem valencie vo vodíku a kyslíku môže byť schopnosť atómov daného prvku spájať sa navzájom alebo s atómami iných prvkov v mnohých prípadoch vyjadrená [často a identifikovaná] aj inými spôsobmi: ako napr. stupeň oxidácie prvku (podmienený náboj atómu za predpokladu, že látka pozostáva z iónov), kovalencia (počet chemických väzieb vytvorených atómom daného prvku, a to aj s prvkom s rovnakým názvom; pozri nižšie), koordinačné číslo atómu (počet atómov bezprostredne obklopujúcich daný atóm) atď. Tieto charakteristiky si môžu byť blízke a dokonca sa môžu kvantitatívne zhodovať, ale v žiadnom prípade nie sú navzájom identické. Napríklad v izoelektronických molekulách dusíka N 2, oxidu uhoľnatého CO a kyanidového iónu CN - je realizovaná trojitá väzba (to znamená, že valencia každého atómu je 3), avšak oxidačný stav prvkov je, resp. 0, +2, -2, +2 a -3. V molekule etánu (pozri obrázok) je uhlík štvormocný, ako vo väčšine organických zlúčenín, pričom oxidačný stav je -3.

Platí to najmä pre molekuly s delokalizovanými chemickými väzbami, napríklad v kyseline dusičnej je oxidačný stav dusíka +5, pričom dusík nemôže mať valenciu vyššiu ako 4. Pravidlo známe z mnohých školských učebníc je „Maximálne valencia prvok sa číselne rovná číslu skupiny v periodickej tabuľke" - vzťahuje sa výlučne na oxidačný stav. Výrazy "permanentná valencia" a "variabilná valencia" sa tiež prevažne týkajú oxidačného stavu.

kovalencia prvok (miera valenčných schopností prvkov; saturačná kapacita) je určený celkovým počtom nepárových elektrónov [valenčných elektrónových párov] v normálnom aj excitovanom stave atómu, alebo inými slovami, počtom kovalentné väzby tvorené atómom (uhlík 2s 2 2p 2 II-kovalentný a v excitovanom stave C * 2s 1 2p 3 - IV-kovalentný; teda v CO a CO 2 je valencia II alebo IV, a kovalencia - II A/alebo IV). Kovalencia dusíka v molekulách N 2, NH 3, Al≡N a kyánamide Ca=N-C≡N je teda tri, kovalencia kyslíka v molekulách H 2 O a CO 2 je dve, kovalencia uhlíka v molekuly CH 4, CO 2 a kryštál (diamant) - štyri.

V klasickej a/alebo postkvantovej chemickej reprezentácii je možné počet optických (valenčných) elektrónov pri danej excitačnej energii určiť z elektrónových absorpčných spektier dvojatómových molekúl. Podľa tejto metódy recipročná tangens sklonu korelačnej priamky / priamky (pre príslušné hodnoty molekulárnych elektronických termínov, ktoré sú tvorené relatívnymi súčtami atómových termínov) zodpovedá počtu párov. valenčných elektrónov, teda valencie v jej klasickom zmysle.

Medzi valenciou [stechiometrickou] v danej zlúčenine, molárnou hmotnosťou jej atómov a jej ekvivalentnou hmotnosťou existuje jednoduchý vzťah, ktorý priamo vyplýva z atómovej teórie a definície pojmu "ekvivalentná hmotnosť". CO - valencia, keďže väčšina anorganické látky má nemolekulárnu štruktúru a organickú - molekulárnu. Nie je možné identifikovať tieto dva pojmy, aj keď sa číselne zhodujú. Široko používaný je aj pojem „valenčné elektróny“, teda najslabšie spojené s jadrom atómu, najčastejšie vonkajšími elektrónmi.

Podľa valencie prvkov sa dajú zostaviť skutočné vzorce zlúčenín a naopak, na základe skutočných vzorcov je možné určiť valencie prvkov v týchto zlúčeninách. Zároveň je potrebné dodržiavať zásadu, že súčin valencie jedného prvku a počtu jeho atómov sa rovná súčinu valencie druhého prvku počtom jeho atómov. Takže, aby sa vytvoril vzorec oxidu dusnatého (III), mal by byť napísaný na vrchole symbolu valencie prvkov N I I I (\displaystyle (\stackrel (III)(\mbox(N)))) O I I (\displaystyle (\stackrel (II)(\mbox(O)))). Po určení najmenšieho spoločného menovateľa a jeho rozdelení na zodpovedajúce valencie dostaneme atómový pomer dusíka ku kyslíku, a to 2:3. Preto vzorec pre oxid dusík (III) zodpovedá N + 3 2 O − 2 3 (\displaystyle (\stackrel (+3)(\mbox(N)))_(2)(\stackrel (-2)(\mbox(O)))_(3)). Na určenie valencie postupujte rovnakým spôsobom v opačnom poradí.

Ako určiť valenciu chemických prvkov? Pred touto otázkou stojí každý, kto sa s chémiou len začína zoznamovať. Po prvé, poďme zistiť, čo to je. Valenciu možno chápať ako vlastnosť atómov jedného prvku držať určitý počet atómov iného prvku.

Prvky s konštantnou a premenlivou valenciou

Napríklad od vzorec H-O-H Je možné vidieť, že každý atóm H je pripojený iba k jednému atómu (v tento prípad s kyslíkom). Z toho vyplýva, že jeho valencia je 1. Atóm O v molekule vody je viazaný na dva jednomocné atómy H, čo znamená, že je dvojmocný. Hodnoty valencie sú napísané rímskymi číslicami nad symbolmi prvkov:

Valencie vodíka a kyslíka sú konštantné. Pre kyslík však existujú výnimky. Napríklad v hydroxóniovom ióne H3O+ je kyslík trojmocný. Existujú ďalšie prvky s konštantnou valenciou.

Li, Na, K, F sú monovalentné;
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn - majú valenciu rovnajúcu sa II;
Al, B sú trivalentné.

Teraz určme mocenstvo síry v zlúčeninách H2S, SO2 a SO3.

V prvom prípade je jeden atóm síry viazaný na dva jednomocné atómy H, čo znamená, že jeho valencia je dve. V druhom príklade sú dva atómy kyslíka na atóm síry, o ktorej je známe, že je dvojmocná. Dostaneme valenciu síry rovnú IV. V treťom prípade jeden atóm S viaže tri atómy O, čo znamená, že mocnosť síry sa rovná VI (valencia atómov jedného prvku vynásobená ich počtom).

Ako vidíte, síra môže byť dvoj-, štvor- a šesťmocná:

O takýchto prvkoch sa hovorí, že majú premenlivú valenciu.

Pravidlá určovania valencií

Maximálna valencia pre atómy daného prvku sa zhoduje s číslom skupiny, v ktorej sa nachádza v periodickom systéme. Napríklad pre Ca je to 2, pre síru je to 6, pre chlór je to 7. Existuje tiež veľa výnimiek z tohto pravidla:
- prvok zo skupiny 6, O, má valenciu II (v H30 + - III);
- monovalentný F (namiesto 7);
- dvoj- a trojmocné železo, zvyčajne prvok skupiny VIII;
-N môže mať blízko seba iba 4 atómy, nie 5, ako naznačuje číslo skupiny;
- jedno- a dvojmocná meď, nachádzajúca sa v I. skupine.
Minimálna hodnota valencie pre prvky, v ktorých je premenlivá, je určená vzorcom: číslo skupiny v PS - 8. Takže najnižšia valencia síry 8 - 6 = 2, fluóru a iných halogénov - (8 - 7) = 1, dusík a fosfor - (8 - 5) = 3 a tak ďalej.
V zlúčenine musí súčet valenčných jednotiek atómov jedného prvku zodpovedať celkovej valencii druhého prvku.
V molekule voda H-O-H valencia H sa rovná I, takéto atómy sú 2, čo znamená, že vo vodíku sú 2 valenčné jednotky (1 × 2 = 2). Rovnaká hodnota má valenciu kyslíka.
V zlúčenine pozostávajúcej z atómov dvoch typov má prvok umiestnený na druhom mieste najnižšiu valenciu.
Valencia zvyšku kyseliny sa zhoduje s počtom atómov H vo vzorci kyseliny, valencia OH skupiny je I.
V zlúčenine tvorenej atómami troch prvkov sa atóm, ktorý je v strede vzorca, nazýva centrálny. Atómy O sú s ním priamo spojené a zvyšok atómov tvorí väzby s kyslíkom.

Tieto pravidlá používame na dokončenie úloh.

Téma hodiny: „Valencia. Stanovenie valencie podľa vzorcov ich zlúčenín "

Typ lekcie: štúdium a primárne upevňovanie nových poznatkov

Organizačné formy: konverzácia, samostatné úlohy, samostatnosť

Ciele lekcie:

Didaktické:

Na základe vedomostí študentov zopakujte pojem „chemický vzorec“;

Podporovať formovanie pojmu „valencia“ medzi študentmi a schopnosť určovať valenciu atómov prvkov podľa vzorcov látok;

Zamerať pozornosť školákov na možnosti integrácie kurzov chémie a matematiky.

vyvíja sa:

Pokračovať vo vytváraní zručností na formulovanie definícií;

Vysvetlite význam skúmaných pojmov a vysvetlite postupnosť akcií pri určovaní valencie podľa vzorca látky;

Prispieť k obohateniu slovnej zásoby, rozvoju emócií, tvorivých schopností;

Rozvíjať schopnosť vyzdvihnúť hlavné, podstatné, porovnávať, zovšeobecňovať, rozvíjať dikciu, reč.

Vzdelávacie:

Pestovať zmysel pre kamarátstvo, schopnosť kolektívnej práce;

Zvýšiť úroveň estetickej výchovy žiakov;

Orientovať študentov na zdravý životný štýlživota.

Plánované výsledky vzdelávania:

Predmet: poznať definíciu pojmu „valencia“.

Vedieť určiť valenciu prvkov podľa vzorcov binárnych zlúčenín. Poznať mocenstvo niektorých chemických prvkov.

Metapredmet: formovať schopnosť pracovať podľa algoritmu pri riešení vzdelávacích a kognitívnych problémov.

Osobné: formovanie zodpovedného postoja k učeniu, pripravenosť žiakov na sebavzdelávanie na základe motivácie k učeniu.

Hlavné činnosti študentov. Určte valenciu prvkov v binárnych zlúčeninách.

Základné pojmy: valencia, konštantná a premenná valencia.

Vybavenie pre študentov: učebnica G.E. Rudzitis, F.G. Feldman „Chémia. 8. trieda“. - M.: Vzdelávanie, 2015; na každej tabuľke „Algoritmus na určenie valencie“ (dodatok 2); Pracovný list.

Počas vyučovania	Činnosť učiteľa	Študentské aktivity
1. Organizačný moment	Učiteľ víta žiakov, určuje pripravenosť na vyučovaciu hodinu, vytvára priaznivú mikroklímu v triede	Pozdravte učiteľov, ukážte pripravenosť na hodinu
2. Aktualizácia vedomostí	Frontálny rozhovor so študentmi na tému „Chemický vzorec“. Cvičenie 1:čo sa tu píše? Učiteľ predvádza vzorce vytlačené na samostatných listoch (Príloha 1). Úloha 2: samostatná práca na kartičkách (dvaja žiaci pracujú pri tabuli). Po dokončení výpočtov skontrolujte. Číslo karty 1. Vypočítajte relatívne molekulovej hmotnosti tieto látky: NaCl, K2O. Číslo karty 2. Vypočítajte relatívnu molekulovú hmotnosť týchto látok: CuO, SO2.	Študenti odpovedajú na otázky učiteľa, čítajú vzorce v „chemickom jazyku“ Žiaci dostanú kartičky: prvá možnosť - č.1, druhá možnosť - č.2 a plnia úlohy. Dvaja študenti prídu k tabuli a urobia výpočty. opačná strana dosky. Keď úlohy splnia, všetko spolu skontrolujú na správnosť, ak sa vyskytnú chyby, nájdu spôsoby, ako ich odstrániť.
3. Štúdium nového materiálu	1. Vysvetlenie učiteľa. Formulácia problému. Koncept valencie. Doteraz sme používali hotové vzorce uvedené v učebnici. Chemické vzorce možno odvodiť na základe údajov o zložení látok. Najčastejšie však pri zostavovaní chemické vzorce do úvahy sa berú zákonitosti, ktorým sa živly podriaďujú, pričom sa navzájom spájajú. Cvičenie: porovnajte kvalitatívne a kvantitatívne zloženie v molekulách: HCl , H2O, NH3, CH4. Čo majú molekuly spoločné? Ako sa od seba líšia? problém: Prečo majú rôzne atómy rôzny počet atómov vodíka? Záver: Atómy majú inú schopnosť držať určitý počet iných atómov v zlúčeninách. Toto sa nazýva valencia. Slovo „valencia“ pochádza z lat. valentia - sila. Napíšte definíciu do poznámkového bloku: Valencia je vlastnosť atómov držať určitý počet iné atómy v zlúčenine. Valencia je označená rímskymi číslicami. Valencia atómu vodíka sa berie ako jedna a pre kyslík - dve. 1. Označte valenciu známeho prvku: I 2. nájdite celkový počet valenčných jednotiek známeho prvku: 3. Celkový počet valenčných jednotiek sa vydelí počtom atómov iného prvku a zistí sa jeho valencia:	Počúvajte učiteľov Prítomnosť atómov vodíka. HCl - jeden atóm chlóru obsahuje jeden atóm vodíka H2O - jeden atóm kyslíka obsahuje dva atómy vodíka NH3 - jeden atóm dusíka obsahuje tri atómy vodíka CH4 - jeden atóm uhlíka obsahuje štyri atómy vodíka. Vyriešia problém, vytvoria predpoklady a spolu s učiteľom dospejú k záveru. Zapíšte si definíciu, vypočujte si výklad učiteľa. Pomocou algoritmu na určenie valencie si zapíšte vzorec do zošita a určte valenciu prvkov Vypočujte si výklad učiteľa
4. Primárny test získaných vedomostí	Cvičenie 1: určiť valenciu prvkov v látkach. Zadanie v písomke. Cvičenie 2: Do troch minút musíte splniť jednu z troch úloh podľa vlastného výberu. Vyberte si len úlohu, ktorú zvládnete. Zadanie v písomke. Aplikačná vrstva („4“). Úroveň kreatívy („5“). Učiteľ selektívne kontroluje zošity žiakov, dáva známky za správne splnené úlohy.	simulátor: študenti idú k tabuli v reťazci a určujú valencie prvkov v navrhnutých vzorcoch Študenti plnia navrhnuté úlohy, pričom si vyberajú úroveň, na ktorej sú podľa ich názoru schopní. Analyzujte odpovede s učiteľom
5. Zhrnutie lekcie	Rozhovor so študentmi: Aký problém sme vyvolali na začiatku hodiny? K akému záveru sme dospeli? Definujte „valenciu“. Aká je mocnosť atómu vodíka? Kyslík? Ako určiť valenciu atómu v zlúčenine? Hodnotenie práce žiakov ako celku a jednotlivých žiakov.	Odpovedzte na otázky učiteľa. Analyzujte svoju prácu v triede.
6. Domáce úlohy	§ 16, býv. 1, 2, 5, testovacie položky	Zadanie úlohy si zapíšte do denníka
7. Reflexia	Organizuje študentom výber adekvátneho hodnotenia ich postoja k hodine a stavu po hodine (Príloha 3, tlač ku každému)	Vyhodnoťte svoje pocity po lekcii

Literatúra:

Gara N. N. Chémia: hodiny v 8. ročníku: príručka pre učiteľa / N. N. Gara. - M.: Vzdelávanie, 2014.

Kontrolné a meracie materiály. Chémia 8. ročník/Porov. N.P. Troegubov. - M.: VAKO, 2013.

Rudzitis G.E., Feldman F.G. „Chémia. 8. trieda“. - M.: Vzdelávanie, 2015.

Troegubova N.P. Pourochnye vývoj v chémii 8. ročník. - M.: VAKO, 2014.

Časopis "Biológia" - www.1september.ru - technológia vzdelávania zameraného na študenta.

Príloha 1

Čo znamená nasledujúci záznam?

a) 4H; 7Fe; H2; 4H2 b) NaCl; AlBr3; FeS

príloha 2

Algoritmus na určenie valencie.

Algoritmus na určenie valencie	Príklad
1. Napíšte vzorec látky.
2. Označte známu valenciu prvku
3. Zistite počet jednotiek valencie atómov známeho prvku vynásobením valencie prvku počtom jeho atómov.		2 II Cu20
4. Vydeľte počet valenčných jednotiek atómov počtom atómov iného prvku. Prijatá odpoveď je požadovaná valencia	2 I II H2S	2 I II Cu20
5. Vykonajte kontrolu, tj spočítajte počet jednotiek valencie každého prvku	I II H2S (2=2)	I II Cu20 (2=2)

Na hodine som pracoval: aktívne / pasívne

S prácou na lekcii som spokojný/nespokojný

Lekcia sa mi zdala: krátka / dlhá

Pre lekciu I: nie som unavený / unavený

Moja nálada: zlepšila sa / zhoršila

Materiál hodiny bol: zrozumiteľný / nezrozumiteľný, zaujímavý / nudný.

Pracovný list.

Cvičenie 1: určiť mocenstvo prvkov v látkach:

SiH4, CrO3, H2S, CO2, CO, SO3, SO2, Fe2O3, FeO, HCl, HBr, Cl2O5, Cl2O7, РН3, K2O, Al2O3, P2O5, NO2, N2O5, Cr2O3, SiO2, B2O2, SiH4, MnO74, MnO CuO, N203.

Cvičenie 2:

Do troch minút musíte splniť jednu z troch úloh podľa vlastného výberu. Vyberte si len úlohu, ktorú zvládnete.

Reprodukčná úroveň („3“). Určte valenciu atómov chemických prvkov podľa vzorcov zlúčenín: NH3, Au2O3, SiH4, CuO.

Aplikačná vrstva („4“). Z vyššie uvedeného radu vypíšte len tie vzorce, v ktorých sú atómy kovov dvojmocné: MnO, Fe2O3, CrO3, CuO, K2O, CaH2.

Úroveň kreatívy („5“). Nájdite vzor v postupnosti vzorcov: N2O, NO, N2O3 a označte valencie nad každým prvkom.