Ako určiť valenciu v zlúčenine vodíka. Čo je to valencia

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 považovať za vlastnosť atómov jedného prvku držať určitý počet atómov iného prvku.

Prvky s konštantnou a premenlivou valenciou

Napríklad od vzorce H-O-H je jasné, že každý atóm H je spojený iba s jedným atómom (in v tomto prípade s kyslíkom). Z toho vyplýva, že jeho valencia je 1. Atóm O v molekule vody je naviazaný na dva monovalentné 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 hydróniovom ióne H3O+ je kyslík trojmocný. Existujú ďalšie prvky s konštantnou valenciou.

Li, Na, K, F – monovalentné;
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn – majú valenciu II;
Al, B sú trojmocné.

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

V prvom prípade je jeden atóm síry viazaný na dva monovalentné atómy H, čo znamená, že jeho valencia je dve. V druhom príklade na jeden atóm síry pripadajú dva atómy kyslíka, ktorý, ako je známe, je dvojmocný. Získame 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 di-, tetra- 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 periodickej tabuľke prvkov. Napríklad pre Ca je to 2, pre síru - 6, pre chlór - 7. Existuje tiež veľa výnimiek z tohto pravidla:
-prvok 6. skupiny, O, má valenciu II (v H3O+ – III);
- monovalentný F (namiesto 7);
-zvyčajne dvoj- a trojmocné železo, prvok skupiny VIII;
-N môže mať blízko seba iba 4 atómy a nie 5, ako vyplýva z čísla skupiny;
- mono- a divalentná meď, nachádzajúca sa v I. skupine.
Minimálna hodnota valencie pre prvky, pre ktoré je premenlivá, je určená vzorcom: číslo skupiny v PS - 8. Teda 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 N-O-N Valencia H sa rovná I, takéto atómy sú 2, čo znamená, že vodík má celkovo 2 valenčné jednotky (1×2=2). Valencia kyslíka má rovnaký význam.
V zlúčenine pozostávajúcej z dvoch typov atómov má prvok umiestnený na druhom mieste najnižšiu mocnosť.
Valencia zvyšku kyseliny sa zhoduje s počtom atómov H vo vzorci kyseliny, valencia skupiny OH sa rovná I.
V zlúčenine tvorenej atómami troch prvkov sa atóm, ktorý je v strede vzorca, nazýva centrálny. Atómy O sú naň priamo naviazané a zvyšné atómy tvoria väzby s kyslíkom.

Tieto pravidlá používame na dokončenie úloh.

Rôzne chemické prvky sa líšia svojou schopnosťou vytvárať chemické väzby, teda spojiť sa s inými atómami. Preto v komplexných látkach môžu byť prítomné len v určitých pomeroch. Poďme zistiť, ako určiť valenciu pomocou periodickej tabuľky.

Existuje taká definícia valencie: je to schopnosť atómu tvoriť určitý počet chemických väzieb. Na rozdiel od , je táto veličina vždy len kladná a označuje sa rímskymi číslicami.

Táto charakteristika pre vodík sa používa ako jednotka, ktorá sa rovná I. Táto vlastnosť ukazuje, s koľkými jednomocnými atómami sa môže daný prvok spojiť. Pre kyslík sa táto hodnota vždy rovná II.

Pre správne písanie chemických vzorcov látok a rovníc je potrebné poznať túto charakteristiku. Poznanie tohto množstva pomôže určiť vzťah medzi počtom atómov rôzne druhy v molekule.

Tento koncept vznikol v chémii v 19. storočí. Frankland začal teóriu vysvetľujúcu kombináciu atómov v rôznych pomeroch, ale jeho predstavy o „väzbovej sile“ neboli veľmi rozšírené. Rozhodujúca úloha vo vývoji teórie patrila Kekulovi. Vlastnosť tvorby určitého počtu väzieb nazval zásaditosťou. Kekulé veril, že ide o základnú a nemennú vlastnosť každého typu atómu. Butlerov urobil dôležité dodatky k teórii. S rozvojom tejto teórie bolo možné vizuálne zobraziť molekuly. To bolo veľmi užitočné pri štúdiu štruktúry rôznych látok.

Ako môže pomôcť periodická tabuľka?

Valenciu nájdete podľa čísla skupiny v krátkodobej verzii. Pre väčšinu prvkov, pre ktoré je táto charakteristika konštantná (má len jednu hodnotu), sa zhoduje s číslom skupiny.

Takéto vlastnosti majú hlavné podskupiny. prečo? Číslo skupiny zodpovedá počtu elektrónov vo vonkajšom obale. Tieto elektróny sa nazývajú valenčné elektróny. Sú zodpovedné za schopnosť spájať sa s inými atómami.

Skupina pozostáva z prvkov s podobnou štruktúrou elektronického obalu a jadrový náboj sa zvyšuje zhora nadol. V krátkodobej forme je každá skupina rozdelená na hlavnú a vedľajšiu podskupinu. Zástupcami hlavných podskupín sú prvky s a p, zástupcovia vedľajších podskupín majú elektróny v orbitáloch d a f.

Ako určiť valenciu chemických prvkov, ak sa mení? Môže sa zhodovať s číslom skupiny alebo sa môže rovnať číslu skupiny mínus osem a môže mať aj iné hodnoty.

Dôležité!Čím vyššie a vpravo je prvok, tým menšia je jeho schopnosť vytvárať vzťahy. Čím viac je posunutý nadol a doľava, tým je väčší.

Spôsob, akým sa valencia mení v periodickej tabuľke pre konkrétny typ atómu, závisí od štruktúry jeho elektrónového obalu. Napríklad síra môže byť di-, tetra- a šesťmocná.

V základnom (neexcitovanom) stave síry sa v podúrovni 3p nachádzajú dva nepárové elektróny. V tomto stave sa môže spojiť s dvoma atómami vodíka a vytvoriť sírovodík. Ak síra prejde do excitovanejšieho stavu, potom sa jeden elektrón presunie do voľnej 3d podúrovne a budú tam 4 nepárové elektróny.

Síra sa stane štvormocnou. Ak mu dáte ešte viac energie, potom sa ďalší elektrón presunie z podúrovne 3s do 3d. Síra prejde do ešte viac vzrušeného stavu a stane sa šesťmocnou.

Konštantné a premenlivé

Niekedy sa môže zmeniť schopnosť vytvárať chemické väzby. Závisí to od toho, v ktorej zlúčenine je prvok zahrnutý. Napríklad síra v H2S je dvojmocná, v SO2 je štvormocná a v SO3 je šesťmocná. Najväčšia z týchto hodnôt sa nazýva najvyššia a najmenšia sa nazýva najnižšia. Najvyššia a najnižšia valencia podľa periodickej tabuľky môže byť stanovená nasledovne: najvyššia sa zhoduje s číslom skupiny a najnižšia sa rovná 8 mínus číslo skupiny.

Ako určiť valenciu chemických prvkov a či sa mení? Musíme zistiť, či ide o kov alebo nekov. Ak ide o kov, musíte zistiť, či patrí do hlavnej alebo vedľajšej podskupiny.

Kovy hlavných podskupín majú stálu schopnosť vytvárať chemické väzby.
Pre kovy sekundárnych podskupín - variabilné.
Pre nekovy je tiež variabilný. Vo väčšine prípadov naberá dva významy – vyšší a nižší, no niekedy to tak môže byť väčšie číslo možnosti. Ide napríklad o síru, chlór, bróm, jód, chróm a iné.

V zlúčeninách najnižšiu valenciu vykazuje prvok, ktorý je v periodickej tabuľke vyššie a vpravo, najvyššiu hodnotu má prvok vľavo a nižšie.

Schopnosť vytvárať chemické väzby má často viac ako dva významy. Potom ich nebudete vedieť rozoznať zo stola, ale budete sa ich musieť naučiť. Príklady takýchto látok:

uhlík;
síra;
chlór;
bróm.

Ako určiť valenciu prvku vo vzorci zlúčeniny? Ak je to známe pre iné zložky látky, nie je to ťažké. Napríklad musíte vypočítať túto vlastnosť pre chlór v NaCl. Sodík je prvkom hlavnej podskupiny prvej skupiny, je teda monovalentný. V dôsledku toho môže chlór v tejto látke vytvárať aj len jednu väzbu a je tiež monovalentný.

Dôležité! Nie vždy je však možné túto vlastnosť zistiť pre všetky atómy v komplexnej látke. Vezmime si ako príklad HClO4. Keď poznáme vlastnosti vodíka, môžeme len zistiť, že ClO4 je monovalentný zvyšok.

Ako inak môžete zistiť túto hodnotu?

Schopnosť vytvoriť určitý počet spojení sa nie vždy zhoduje s číslom skupiny a v niektorých prípadoch sa to bude musieť jednoducho naučiť. Tu príde na záchranu tabuľka valencie chemických prvkov, ktorá ukazuje hodnoty tejto hodnoty. Učebnica chémie pre 8. ročník poskytuje hodnoty pre schopnosť kombinovať s inými atómami najbežnejšie typy atómov.

H, F, Li, Na, K	1
O, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn	2
B, Al	3
C, Si	4
Cu	1, 2
Fe	2, 3
Cr	2, 3, 6
S	2, 4, 6
N	3, 4
P	3, 5
Sn, Pb	2, 4
Cl, Br, I	1, 3, 5, 7

Aplikácia

Stojí za to povedať, že chemici v súčasnosti takmer nepoužívajú pojem valencie podľa periodickej tabuľky. Namiesto toho sa pre schopnosť látky vytvárať určitý počet vzťahov používa pojem oxidačný stav, pre látky so štruktúrou - kovalencia a pre látky s iónovou štruktúrou - iónový náboj.

Uvažovaný koncept sa však používa na metodické účely. S jeho pomocou je ľahké vysvetliť, prečo atómy odlišné typy kombinovať v pomeroch, ktoré pozorujeme, a prečo sú tieto pomery rôzne pre rôzne zlúčeniny.

V súčasnosti je zastaraný prístup, podľa ktorého sa spojenie prvkov do nových látok vždy vysvetľovalo pomocou valencie podľa periodickej tabuľky, bez ohľadu na typ väzby v zlúčenine. Teraz vieme, že pre iónové, kovalentné a kovové väzby existujú rôzne mechanizmy spájania atómov do molekúl.

Užitočné video

Poďme si to zhrnúť

Pomocou periodickej tabuľky nie je možné určiť schopnosť vytvárať chemické väzby pre všetky prvky. Pre tie, ktoré vykazujú jednu valenciu podľa periodickej tabuľky, sa vo väčšine prípadov rovná číslu skupiny. Ak sú pre túto hodnotu dve možnosti, potom sa môže rovnať číslu skupiny alebo osem mínus číslo skupiny. Existujú aj špeciálne tabuľky, podľa ktorých môžete túto charakteristiku zistiť.

Pojem „valencia“ sa v chémii formoval od začiatku 19. storočia. Anglický vedec E. Frankland si všimol, že všetky prvky môžu vytvárať len určitý počet väzieb s atómami iných prvkov. Nazval to „spojovacia sila“. Neskôr nemecký vedec F.A. Kekule študoval metán a dospel k záveru, že jeden atóm uhlíka môže pridať normálnych podmienkach iba štyri atómy vodíka.

Nazval to zásaditosť. Zásaditosť uhlíka je štyri. To znamená, že uhlík môže tvoriť štyri väzby s inými prvkami.

Ďalší vývoj koncept prijatý v dielach D.I. Mendelejeva. Dmitrij Ivanovič vyvinul doktrínu periodických zmien vlastností jednoduchých látok. Spojovaciu silu definoval ako schopnosť prvku pripojiť určitý počet atómov iného prvku.

Stanovenie z periodickej tabuľky

Periodická tabuľka uľahčuje určenie zásaditosti prvkov. Na to potrebujete vedieť čítať periodickú tabuľku. Tabuľka má osem skupín vertikálne a bodky sú usporiadané horizontálne. Ak sa obdobie skladá z dvoch riadkov, potom sa nazýva veľké, a ak pozostáva z jedného, nazýva sa malé. Prvky sú rozmiestnené nerovnomerne vertikálne v stĺpcoch a skupinách. Valencia je vždy označená rímskymi číslicami.

Ak chcete určiť valenciu, musíte vedieť, čo to je. Pre kovy hlavných podskupín je vždy konštantná, ale pre nekovy a kovy vedľajších podskupín môže byť premenlivá.

Konštanta sa rovná číslu skupiny. Premenná môže byť vyššia alebo nižšia. Najvyššia premenná sa rovná číslu skupiny a najnižšia sa vypočíta podľa vzorca: osem mínus číslo skupiny . Pri určovaní je potrebné pamätať na:

pre vodík sa rovná I;
pre kyslík - II.

Ak má zlúčenina atóm vodíka alebo kyslíka, nie je ťažké určiť jej mocenstvo, najmä ak máme hydrid alebo oxid.

Vzorec a algoritmus

Najnižšia valencia je pre tie prvky, ktoré sú v tabuľke umiestnené vpravo a vyššie. A naopak, ak je prvok nižšie a vľavo, potom bude vyšší. Aby som to definoval, musíte postupovať podľa univerzálneho algoritmu:

Príklad: zoberme si zlúčeninu amoniaku - NH3. Vieme, že atóm vodíka má konštantnú mocnosť a rovná sa I. I vynásobíme 3 (počet atómov) - najmenší násobok je 3. Dusík v tomto vzorci má index jedna. Z toho vyplýva záver: vydelíme 3 číslom 1 a zistíme, že pre dusík sa rovná IIII.

Hodnotu vodíka a kyslíka je vždy ľahké určiť. Ťažšie je to vtedy, keď to treba určiť bez nich. Napríklad zlúčenina SiCl4. Ako určiť valenciu prvkov v tomto prípade? Chlór patrí do skupiny 7. To znamená, že jeho valencia je buď 7 alebo 1 (osem mínus číslo skupiny). Kremík je vo štvrtej skupine, čo znamená, že jeho potenciál na vytváranie väzieb je štyri. Je logické, že chlór má v tejto situácii najnižšiu mocnosť a rovná sa I.

Moderné učebnice chémie vždy obsahujú tabuľku valencie chemických prvkov. Študentom sa tak úloha výrazne zjednoduší. Téma sa študuje v ôsmom ročníku - na predmete anorganická chémia.

Moderné reprezentácie

Moderné reprezentácie o valencii na základe štruktúry atómov. Atóm pozostáva z jadra a elektrónov rotujúcich v orbitáloch.

Samotné jadro sa skladá z protónov a neutrónov, ktoré určujú atómovú hmotnosť. Aby bola látka stabilná, jej energetické hladiny musia byť naplnené a mať osem elektrónov.

Pri interakcii sa prvky snažia o stabilitu a buď sa vzdajú svojich nepárových elektrónov, alebo ich prijmú. Interakcia prebieha podľa princípu „čo je jednoduchšie“ - odovzdávanie alebo prijímanie elektrónov. To tiež určuje, ako sa mení valencia v periodickej tabuľke. Počet nepárových elektrónov vo vonkajšom energetickom orbitále sa rovná číslu skupiny.

Ako príklad

Alkalický kov sodík je v prvej skupine Mendelejevovej periodickej tabuľky. To znamená, že má na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden nepárový elektrón. Chlór je v siedmej skupine. To znamená, že chlór má sedem nepárových elektrónov. Chlór potrebuje presne jeden elektrón na dokončenie svojej energetickej hladiny. Sodík mu odovzdá svoj elektrón a stane sa v zlúčenine stabilným. Chlór dostáva ďalší elektrón a tiež sa stáva stabilným. V dôsledku toho sa objaví väzba a silné spojenie - NaCl - slávny soľ. Valencia chlóru a sodíka bude v tomto prípade rovná 1.

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 musia stretnúť všetci študenti chémie. Spočiatku sa im to zdalo celkom jednoduché a jednoznačné: vodík je jednomocný, kyslík je dvojmocný atď. Jedna z príručiek pre žiadateľov hovorí toto: „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 dlho 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 tých, ktoré sú vytlačené 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 a jednoznačná, ale je použiteľná len pre zlúčeniny s kovalentnými väzbami. Valencia atómu je určená celkovým počtom elektrónov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby; a počet elektrónových párov, s ktorými je daný atóm spojený s inými atómami; 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. Koniec koncov, nie všetky zlúčeniny majú 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. Mali by sa vodíkové väzby považovať za chemické 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 použiť všetkých päť svojich vonkajších elektrónov - dva s-elektróny a tri p-elektróny - pri vytváraní chemických väzieb.elektróny. Ak je valencia určená počtom elektrónových párov, s ktorými je daný atóm spojený s ostatnými, potom je v tomto prípade maximálna valencia atómu dusíka štyri. V tomto prípade tri p-elektróny tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami a ďalšia 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 na úrovni s n = 3, čo je energeticky mimoriadne nepriaznivé). V halogenidoch teda dusík tvorí iba tri kovalentné väzby a neexistujú zlúčeniny ako NF 5, NCI 5 alebo NBr 5 (na rozdiel od úplne stabilných PF 3, PCl 3 a PBr 3). Ale ak atóm dusíka prenesie jeden zo svojich 2s elektrónov na iný atóm, potom výsledný katión N+ bude mať 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 pre jednoduché molekuly.

Ktorá z týchto definícií je „správna“ a je vôbec 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 chemická štruktúra 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, valencia kyslíka a síry bola 2 a halogény boli 1. V roku 1868 nemecký chemik K. G. Wichelhaus navrhol použiť výraz „atomicita“ namiesto „valencia“ (v latinčine 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 recenzoval, upravoval a často písal D.I. Mendelejev) nie je tam vôbec žiadny článok o „valencii“. Nenachádza sa ani v klasickom Mendelejevovom diele. Základy chémie(len občas spomína pojem „atomicita“, bez toho, aby sa ním podrobne zaoberal a bez toho, aby mu dal jednoznačnú definíciu).

Aby sme jasne demonštrovali ťažkosti, ktoré sprevádzali pojem „valencia“ od samého začiatku, je vhodné citovať pojem, ktorý bol populárny na začiatku 20. storočia. v 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 toľko nejasných a nepresných definícií ako pojem valencie“ A ďalej v sekcii Niektoré zvláštnosti v názoroch na valenciu autor píše:

„Keď bol prvýkrát skonštruovaný koncept valencie, verilo sa – úplne mylne – že každý prvok má jednu valenciu. Preto pri uvažovaní o dvojiciach zlúčenín ako 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 skreslili vzorce tak, aby ich prispôsobili tomuto predpokladu. Vzorec chloridu meďnatého bol teda napísaný (a často sa píše dodnes) takto: Cu 2 Cl 2. V tomto prípade majú vzorce dvoch zlúčenín chloridu meďnatého v grafickom znázornení 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 považovať... železo za trojmocné.“ A potom Smith urobí vždy veľmi dôležitý a relevantný záver: „Je to dosť nechutné vedecká metóda- vymýšľať si alebo skresľovať fakty na podporu presvedčenia, ktoré nie je založené na skúsenostiach, ale je výsledkom iba dohadov. História vedy však ukazuje, že takéto chyby sú často pozorované.“

Prehľad myšlienok zo začiatku storočia o valencii podal v roku 1912 ruský chemik L.A. Chugaev, ktorý získal celosvetové uznanie za svoju prácu v oblasti chémie komplexných zlúčenín. 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 jednoatómových atómov alebo jednoatómových radikálov), s ktorými môže byť atóm daného prvku v priamom spojení (alebo s ktorými môže byť je schopný nahradiť ). Slovo valencia sa často používa aj vo význame jednotky valencie alebo jednotky afinity. Hovorí sa teda, že kyslík má dva, dusík tri 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 poznaním, že valencia je premenlivá veličina... a v zmysle veci je vždy vyjadrená ako celé číslo.

Chemici vedeli, že mnohé kovy majú premenlivú mocnosť a mali by hovoriť napríklad o dvojmocnom, trojmocnom a šesťmocnom chróme. Čugajev povedal, že aj v prípade uhlíka bolo potrebné uznať možnosť, že jeho valencia môže byť iná ako 4 a CO nie je jedinou výnimkou: „Divalentný uhlík je veľmi pravdepodobne obsiahnutý v karbilamínoch CH 3 -N=C, vo fulminátovej kyseline a jej soliach C=NOH, C=NOMe atď. Vieme, že existuje aj trojatómový uhlík...“ Pri diskusii o teórii nemeckého chemika I. Thieleho o „čiastočných“ alebo parciálnych valenciách o nej Chugajev hovoril ako „jeden z prvých pokusov o rozšírenie klasického pojmu valencie a jeho rozšírenie na prípady, na ktoré je ako taký nepoužiteľný. Ak Thiele dospel k potrebe... umožniť „fragmentáciu“ jednotiek valencie, potom je tu celý rad faktov, ktoré nás v inom zmysle nútia odvodiť pojem valencie z úzkeho rámca, v ktorom bol pôvodne obsiahnutý. Videli sme, že štúdium najjednoduchších (väčšinou binárnych...) zlúčenín tvorených chemickými prvkami pre každý z nich nás núti predpokladať určité, vždy malé a samozrejme celé 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 valenčné jednotky mali považovať za nasýtené, schopnosť molekúl vytvorených v tomto prípad ďalšieho pridania ešte nedosahuje limit. Soli kovov teda pridávajú vodu, čpavok, amíny..., čím vznikajú rôzne hydráty, čpavok... atď. komplexné zlúčeniny, ktoré... teraz klasifikujeme ako komplexné. Existencia takých zlúčenín, ktoré nezapadajú do rámca najjednoduchšej myšlienky valencie, si prirodzene vyžiadala jej rozšírenie a zavedenie ďalších hypotéz. Jednou z týchto hypotéz, ktorú navrhol A. Werner, je, že popri hlavných alebo základných valenčných jednotkách existujú aj ďalšie, sekundárne. Tie sú zvyčajne označené bodkovanou čiarou.“

Aká mocnosť by sa napríklad mala priradiť 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 sa atóm kobaltu spája 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 sekundárna (sekundárna) valencia (v modernej chémii tieto pojmy zodpovedajú oxidačnému stavu a koordinačnému číslu). Obidve 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). Navyše súčet najvyšších mocností prvkov pre kyslík a vodík pre skupiny IV až VII je rovný 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 veľmi svojráznymi vzorcami, len veľmi málo pripomínajúcimi bežné valenčné hodnoty. Sú to napríklad tieto zlúčeniny: NaCd 5, NaZn 12, FeZn 7 atď.“

Ďalší slávny ruský chemik I.A. Kablukov poukázal vo svojej učebnici na niektoré ťažkosti pri určovaní valencie Základné princípy anorganickej chémie, 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 Nielsa Bjerruma:

„Obyčajné valenčné čísla nedávajú žiadnu predstavu o charakteristických vlastnostiach, ktoré má veľa atómov 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... väčšina z nich je priamo viazaná na centrálny atóm kovu dva atóm alebo dve skupiny atómov, napríklad Ag(NH 3) 2 +, Ag(CN) 2 –, Ag(S 2 O 3) 2 –... Na opis tejto väzby sa používa 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.“

Veľmi jasné príklady" špeciálne vlastnosti"zložených zlúčenín uvádza vo svojej učebnici A. Smith:

„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 s ním nevytvára zrazeninu AgCl. Werner akceptoval, že atómy chlóru sú viazané na atóm platiny bežnými valenciami; Werner ich nazval hlavnými a molekuly amoniaku sú spojené s atómom platiny ďalšími, sekundárnymi valenciami. Táto zlúčenina má podľa Wernera nasledujúcu štruktúru:

Veľké zátvorky označujú integritu skupiny atómov, komplexu, ktorý sa nerozpadá, keď sa zlúčenina rozpustí.

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 ide o zlúčeninu s nasledujúcou štruktúrou: 2– + 2Cl–. Tu máme komplexný ión; atómy chlóru v ňom nie sú vyzrážané dusičnanom strieborným a tento komplex tvorí vnútornú guľu atómov okolo jadra - atóm Pt v zlúčenine atómy chlóru odštiepené vo forme iónov tvoria vonkajšiu sféru 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 sú držané dvoma vonkajšími atómami 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 produkuje päť iónov; je zrejmé, že jeho štruktúra je nasledovná: 4– + 4Cl – ... V komplexnom ióne sú všetky molekuly amoniaku viazané na Pt sekundárnymi 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. Tomuto spojeniu pripisujeme ďalšia budova 2– + 2K + . V komplexnom ióne sa používajú štyri hlavné valencie Pt, ale keďže nie sú použité hlavné valencie dvoch atómov chlóru, môžu sa vo vonkajšej sfére udržať dva kladné jednomocné ióny (2K +, 2NH 4 + atď.). “

Uvedené príklady nápadných rozdielov vo vlastnostiach navonok podobných komplexov platiny poskytujú predstavu o ťažkostiach, s ktorými sa chemici stretli pri pokuse o jednoznačné určenie valencie.

Po vytvorení elektronických predstáv o štruktúre atómov a molekúl sa pojem „elektrovalencia“ začal široko používať. Keďže atómy môžu elektróny dávať aj prijímať, elektrovalencia môže byť pozitívna alebo negatívna (v súčasnosti sa namiesto elektrovalencie používa pojem oxidačný stav). Ako konzistentné boli nové elektronické predstavy o valencii s predchádzajúcimi? N. Bjerrum v už citovanej učebnici o tom píše: „Medzi zvyčajnými valenčnými číslami a novými zavedenými 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 také 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 predstáv, na základe kvantovochemických zákonov (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) ; Presne toto je definícia uvedená v množstve chemických encyklopédií.

Sú však známe fakty, ktoré do tejto jednoduchej schémy nezapadajú. V mnohých zlúčeninách (napríklad v ozóne) teda pár elektrónov môže obsahovať 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 môžeme napríklad určiť valenciu atómov v zlúčeninách, ako je pentaborán B 5 H 9 a iné bórany s „mostovými“ väzbami, v ktorých je atóm vodíka naviazaný na dva atómy bóru naraz; ferocén Fe(C 5 H 5) 2 (atóm železa s oxidačným stavom +2 je naviazaný na 10 atómov uhlíka naraz); pentakarbonyl železa Fe(CO)5 (atóm železa v nulovom oxidačnom stave je naviazaný na päť atómov uhlíka); Pentakarbonylchróman sodný Na 2 Cr(CO) 5 (oxidačný stav chrómu-2)? Takéto „neklasické“ prípady nie sú vôbec výnimočné. Ako sa chémia vyvíjala, takýchto „narušiteľov valencie“ a zlúčenín s rôznymi „exotickými valenciami“ bolo čoraz viac.

Na obídenie niektorých ťažkostí bola uvedená definícia, podľa ktorej je pri určovaní valencie atómu potrebné brať do úvahy celkový počet nespárovaných elektrónov, osamelých elektrónových párov a voľných orbitálov podieľajúcich sa 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 sekundárna valencia, resp. 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 uskutočnená párom elektrónov umiestnených medzi dvoma susednými atómami, v inými slovami - pre kovalentné zlúčeniny ako HCl, CO 2, C 5 H 12 atď.

Druhý záver nie je úplne obvyklý: pojem „valencia“, hoci sa používa v modernej chémii, má veľmi obmedzené použitie, pokusy dať mu jednoznačnú definíciu „pre všetky príležitosti“ nie sú príliš produktívne a sú sotva potrebné. Nie nadarmo sa autori mnohých učebníc, najmä tých vydaných v zahraničí, bez tohto pojmu vôbec zaobídu alebo sa obmedzia na poukázanie na to, že pojem „valencia“ má najmä historický význam, zatiaľ čo v súčasnosti chemici používajú najmä rozšírenejší, hoci trochu umelý, koncept „stupňovej“ oxidácie“.

Iľja Leenson

Téma lekcie: „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 pojmy „chemický vzorec“;

Pomôcť študentom rozvíjať pojem „valencia“ a schopnosť určiť valenciu atómov prvkov pomocou vzorcov látok;

Zamerať pozornosť študentov na možnosť integrácie kurzov chémie a matematiky.

Vzdelávacie:

Pokračovať v rozvíjaní schopností formulovať definície;

Vysvetlite význam študovaných pojmov a vysvetlite postupnosť akcií pri určovaní valencie pomocou vzorca látky;

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

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

Vzdelávacie:

Podporovať zmysel pre kamarátstvo a schopnosť pracovať kolektívne;

Zvýšiť úroveň estetickej výchovy žiakov;

Orientovať študentov na zdravý imidžživota.

Plánované výsledky vzdelávania:

Predmet: poznať definíciu „valencie“.

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

Metapredmet: rozvíjať schopnosť pracovať pomocou algoritmu na riešenie vzdelávacích a kognitívnych problémov.

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

Hlavné typy študentských aktivít. 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	Učiteľské aktivity	Aktivity študentov
1.Organizačný moment	Učiteľ víta žiakov, určuje pripravenosť na hodinu, vytvára priaznivú mikroklímu v triede	Pozdravte učiteľa a ukážte pripravenosť na hodinu
2. Aktualizácia vedomostí	Frontálny rozhovor so študentmi na dokončenú tému „Chemický vzorec“. Cvičenie 1:čo sa tu píše? Učiteľ predvádza vzorce vytlačené na samostatných listoch papiera (Príloha 1). Úloha 2: individuálna práca na kartičkách (pri tabuli pracujú dvaja žiaci). Po dokončení výpočtov skontrolujte. Karta č. 1. Vypočítajte relatívnu molekulovú hmotnosť týchto látok: NaCl, K2O. Karta č. 2. Vypočítajte relatívnu molekulovú hmotnosť týchto látok: CuO, SO2.	Študenti odpovedajú na otázky učiteľa, čítajú vzorce v „chemickom jazyku“ Žiaci dostanú kartičky: prvá možnosť je č. 1, druhá možnosť je č. 2 a splní úlohy. Dvaja študenti idú k tabuli a robia výpočty na zadnej strane tabule. Po splnení úloh spoločne všetko 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 skladaní chemické vzorce zohľadňujú sa vzory, ktorým sa prvky pri vzájomnom spájaní podriaďujú. 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 rôzne schopnosti 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 iných atómov v zlúčenine. Valencia je označená rímskymi číslicami. Valencia atómu vodíka sa považuje za jednu a mocnosť kyslíka je dve. 1.Všimnite si valenciu známeho prvku: I 2. nájsť celkový počet jednotky valencie známeho prvku: 3.Celkový počet valenčných jednotiek sa vydelí počtom atómov iného prvku a zistí sa jeho valencia:	Učitelia počúvajú 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 a vypočujte si vysvetlenia učiteľa. Pomocou algoritmu na určenie valencie napíšte vzorec do poznámkového bloku a určte valenciu prvkov Vypočujte si vysvetlenia učiteľa
4.Primárne overenie získaných vedomostí	Cvičenie 1: určiť valenciu prvkov v látkach. Úloha je v rozpise. Cvičenie 2: Do troch minút musíte splniť jednu z troch úloh podľa vlastného výberu. Vyberte si len úlohu, ktorú zvládnete. Úloha je v rozpise. Aplikačná vrstva („4“). Úroveň kreatívy („5“). Učiteľ náhodne kontroluje zošity žiakov a prideľuje známky za správne vypracované úlohy.	simulátor: žiaci v reťazci prichádzajú k tabuli a určujú valencie prvkov v navrhnutých vzorcoch Študenti plnia navrhované úlohy a vyberajú si úroveň, na ktorej sú podľa ich názoru schopní. Analyzujte odpovede spolu 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 ich prácu v triede.
6.Domáca úloha	§ 16, býv. 1, 2, 5, testové úlohy	Zapíšte si úlohu do denníka
7.Reflexia	Organizuje študentom výber primeraného 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 učiteľov / N. N. Gara. - M.: Vzdelávanie, 2014.

Testovanie a meranie materiálov. Chémia 8. ročník/Porov. N.P. Troegubovej. - M.: VAKO, 2013.

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

Troegubova N.P. Vývoj lekcií z chémie, 8. ročník. - M.: VAKO, 2014.

Časopis "Biológia" - www.1september.ru - technológia osobnostne orientovaného učenia.

Príloha 1

Čo znamená nasledujúci záznam?

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

Dodatok 2

Algoritmus určenia valencie.

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

Počas hodiny som pracoval: aktívne/pasívne

Som: spokojný/nespokojný so svojou prácou v triede?

Lekcia sa mi zdala krátka/dlhá

Počas hodiny I: nie som unavený/unavený

Moja nálada: zlepšila sa / zhoršila

Učivo bolo pre mňa jasné/nezrozumiteľné, zaujímavé/nudné.

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 pomocou vzorcov zlúčenín: NH3, Au2O3, SiH4, CuO.

Aplikačná vrstva („4“). Z 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 nad každý prvok umiestnite valencie.