תוֹכֶן
ואלנסי הוא מדד לתגובה של אטום או מולקולה. אתה יכול לגזור את הערכיות של אלמנטים רבים על ידי התבוננות במיקומם בטבלה המחזורית, אך זה לא נכון עבור כולם. אפשר גם לחשב את הערכיות של אטום או מולקולה על ידי ציון האופן בו הם משתלבים עם אטומים או מולקולות אחרות עם ערכים ידועים.
חוק האוקטורט
כשאתם קובעים את הערכיות של אטום או מולקולה (כזו שאליהם אינכם יכולים להשתמש בטבלה המחזורית בכדי לקבוע את הווליאיות), כימאים משתמשים בכלל האוקטט. על פי כלל זה, אטומים וכימיקלים משתלבים באופן שמייצר שמונה אלקטרונים במעטפת החיצונית של כל תרכובת שהיא תהיה. מעטפת חיצונית עם שמונה אלקטרונים מלאה, מה שאומר שהמתחם יציב.
כאשר לאטום או מולקולה יש אלקטרונית אחת עד ארבעה במעטפת החיצונית שלה, יש לה valens חיובי, כלומר היא תורמת את האלקטרונים החופשיים שלה. כשמספר האלקטרונים הוא ארבעה, חמש, שש או שבע, אתה קובע את הערך על ידי חיסור מספר האלקטרונים מ -8. זה בגלל שקל יותר לאטום או למולקולה לקבל אלקטרונים להשגת יציבות. לכל הגזים האצילים - פרט להליום - שמונה אלקטרונים בקליפות החיצוניות ביותר שלהם והם אינרטיים כימית. הליום הוא מקרה מיוחד - הוא אינרטי, אך יש לו רק שני אלקטרונים בקליפה החיצונית ביותר.
הטבלה המחזורית
מדענים סידרו את כל האלמנטים הידועים כיום בתרשים המכונה הטבלה המחזורית, ובמקרים רבים תוכלו לקבוע את הערכיות על ידי התבוננות בתרשים. לדוגמא, לכל המתכות בעמודה 1, כולל מימן וליתיום, יש ערך של +1, בעוד שלכל המתכות בעמודה 17, כולל פלואור וכלור, יש ערך של -1. לגזים האצילים בעמודה 18 יש ערך של 0 והם אינרטיים.
אתה לא יכול למצוא את הערכיות של נחושת, זהב או ברזל בשיטה זו מכיוון שיש להם פגזי אלקטרונים פעילים מרובים. זה נכון לכל מתכות המעבר בעמודות 3 עד 10, האלמנטים הכבדים יותר בעמודים 11 עד 14, הלנטנידים (יסודות 57-71) והאקטינידים (יסודות 89-103).
קביעת וונסיות מנוסחאות כימיות
אתה יכול לקבוע את הערכיות של אלמנט מעבר או רדיקל במתחם מסוים על ידי כך שאתה מציין כיצד הוא משלב עם אלמנטים עם valency ידוע. אסטרטגיה זו מבוססת על כלל שמינייה, שמגלה כי אלמנטים ורדיקלים משתלבים זה בזה כדי לייצר מעטפת חיצונית יציבה של שמונה אלקטרונים.
כדוגמאות פשוטות לאסטרטגיה זו, שימו לב כי נתרן (Na), עם ווליאציה של +1, משלב בקלות עם כלור (Cl), שיש לו איזון של -1, ליצירת נתרן כלורי (NaCl), או מלח שולחני. זוהי דוגמא לתגובה יונית בה אלתרום נתרם על ידי אטום אחד ומקובל על ידי האחר. עם זאת, דרוש שני אטומי נתרן כדי לשלב באופן יוני עם גופרית (S) כדי ליצור נתרן גופרתי (Na2S), מלח מאוד בסיסי המשמש בתעשיית העיסה. מכיוון שנדרשים שני אטומי נתרן ליצירת תרכובת זו, על ערכי הגופרית להיות -2.
כדי ליישם אסטרטגיה זו על מולקולות מורכבות יותר, חשוב להבין תחילה כי אלמנטים לפעמים משתלבים ליצירת רדיקלים תגוביים אשר עדיין לא השיגו מעטפת חיצונית יציבה של שמונה אלקטרונים. דוגמא לכך היא רדיקל הגופרתי (SO4). זוהי מולקולה טטרהדראלית בה אטום הגופרית חולק אלקטרונים עם ארבעה אטומי חמצן במה שנקרא קשר קוולנטי. במתחם כזה אתה לא יכול להפיק את ערכיות האטומים ברדיקל על ידי התבוננות בנוסחה. עם זאת אתה יכול לקבוע את ערכיות הרדיקל על ידי התרכובות היוניות שהוא יוצר. לדוגמא, רדיקל הגופרתי משלב ביונית עם מימן ליצירת חומצה גופרתית (H2לכן4). מולקולה זו מכילה שני אטומי מימן, שלכל אחד מהם יש וולנס ידוע של +1, כך שבמקרה זה, הערך של הרדיקל הוא -2.
לאחר שקבעת את הערבות של הרדיקל, אתה יכול להשתמש בו כדי לחשב את הערכיות של אלמנטים ומולקולות אחרות איתם הוא משלב. לדוגמה, ברזל (Fe) הוא מתכת מעבר שיכולה להציג מספר תקלות. כאשר הוא משלב עם הרדיקל הגופרתי ליצירת סולפט ברזלי, FeSO4, הערכיות שלו חייבת להיות +2, מכיוון שהערך של רדיקל הגופרתי, כפי שנקבע מהקשר שהוא יוצר עם מימן, הוא -2.