Lankide:OihaneMB/Proba orria
Balentzia elementu kimiko batek bere azken energia maila osatzeko hartu edo utzi behar duen elektroi kopurua da. Elektroi hauek lotura kimikoak osatzeko edo erreakzio kimikoak aurrera eramateko erabiliko ditu. Kontzeptua XIX. mendearen bigarren erdialdean garatzen hasi zen, gai kimikoen formulak arrazionalizatzeko asmoz. Gaur egun, goi mailako ikerketan ez da erabiltzen, gai kimikoen elkarketaren teoriak aurrera egin baitu. Hala ere, oinarrizko ikasketetan erabiltzen da, hurbilketa aproposa baita. XX. mendean zehar garatu zen balentziaren kontzeptua, eta hainbat hurbilketa egin dira lotura kimikoa deskribatzeko; besteak beste, Lewisen egitura (1916), balentzia loturaren teoria (1927), orbital molekularren teoria (1928), Balentzia Geruzako Elektroi Pareen Aldarapenaren Teoria (1958) eta kimika kuantikoko metodo aurreratu guztiak.
Kimikan, elementu baten balentzia da beste atomo batzuekin konbinatzeko duen gaitasunaren neurria, konposatu kimikoak edo molekulak eratzen dituenean. Honela, autore bakoitzak balentziaren definizio bat erabiltzen du eta honek definizio zuzena aukeratzeko eztabaida eragin du. Adibidez, autore batzuek nahastu egiten dituzte koordinazio-zenbakia edo oxidazio-egoera eta balentzia, hiru termino horiek hiru gauza desberdin diren arren.
Deskribapena
[aldatu | aldatu iturburu kodea]Elementu jakin baten atomoek duten konbinatzeko gaitasuna edo afinitatea konbinatzen diren hidrogeno atomoen kopuruak zehazten du. Metanoan, karbonoaren balentzia 4 da; amoniakoan, nitrogenoaren balentzia 3 da; uretan, oxigenoaren balentzia 2 da; eta hidrogeno kloruroan, kloroaren balentzia 1 da. Kloroaren balentzia bat denez, hidrogenoa ordezka dezake. Fosforoaren balentzia fosforo pentakloruroan (PCl5) 5 da. Konposatu baten balentzia-diagramek elementuen konektibitatea adierazten dute elementuen arteko lerroen bitartez. Lotura deitzen zaie batzuetan, eta elementu bakoitzerako balentzia asea irudikatzen dute[1]. Ondorengo bi tauletan, konposatu batzuen adibideak, haien balentzia-diagramak eta konposatuen elementu bakoitzaren balentziak ageri dira.
| Konposatua | Hidrogeno |
Metano |
Propano |
Propileno |
Acetileno |
|---|---|---|---|---|---|
| Diagrama |  |
 |
 |
 |
 |
| Balentziak | Hidrogeno: 1 | Karbono: 4
Hidrogeno: 1 |
Karbono: 4
Hidrogeno: 1 |
Karbono: 4
Hidrogeno: 1 |
Karbono:4
Hidrogeno: 1 |
Historia
[aldatu | aldatu iturburu kodea]Balentzia kontzeptua XIX. mendearen bigarren erdian garatu zen, eta konposatu ez-organiko eta organikoen egitura molekularra zuzen azaltzen lagundu zuen[2]. Horrela, balentziaren azpian zeuden kausak bilatzeak lotura kimikoaren teoria modernoetara eraman zuen, eta hari esker deskribatzera atomo kubikoa (1902), Lewisen egiturak (1916), balentzia-loturen teoria (1927), orbital molekularrak (1928), balenzia geruzako elektroi pareen aldarapen teoria (1958) eta kimika kuantikoaren metodo aurreratu guztiak.
William Higgins-ek balentzia loturaren teoria aurreikusteko, 1789an "azken" partikulak deiturikoen konbinazioei buruzko bere ikuspegiak argitaratu zituen[3]. Horrela, Higgisen arabera, adibidez, azken oxigeno-partikularen eta azken nitrogeno-partikularen arteko indarra 6 balitz, indarra proportzionalki banatuko litzateke, eta berdin azken partikulen beste konbinazio batzuetan ere (ikusi irudia).
Hala ere, balentzia kimikoen teoriaren hasiera zehatza Edward Frankland-en 1852ko artikulu batean dago. Bertan, erradikalen teoria zaharra afinitate kimikoari buruzko ideiekin konbinatu zuen. Horrela, frogatu zuen elementu batzuek beste elementuekin konposatuak sortzeko joera dutela, hiru atomoz osatutako taldeetan (NO3, NI3 NH3…etab.) edo bost atomo baliokideez osatutako taldeetan (NO5, NH4O, PO5…etab).
Ondoren, August Kekulé-k 1857an balentzia finkoak proposatu zituen elementu askorentzat, karbonoarentzat 4 adibidez, eta molekula organiko askorentzat egitura-formulak proposatzeko erabili zituen, gaur egun oraindik ere onartzen direnak.
Lothar Meyerrek 1864an argitaratutako Die modernen Theorien der Chemie liburuan, 28 elementu zituen taula periodikoaren bertsio goiztiar bat zuena, lehen aldiz sailkatu zituen elementuak balentziaren arabera sei familiatan. Pisu atomikoaren araberako elementuen antolaketari buruzko lanak, ordura arte, oztopatu egin ziren, pisu atomikoen ordez elementuen pisu baliokideak erabiltzen zirelako.[4]
XIX. mendeko kimikari gehienek elementu baten balentzia bere loturen kopurua bezala definitu zuten, balentzia edo lotura moten arteko bereizketarik egin gabe. Hala ere, 1893an Alfred Werner-rek trantsizio-metalen koordinazio-konposatuak deskribatu zituen, adibidez [Co(NH3)6]Cl3 konplexua. Berten, balentzia nagusiak eta subsidiarioak bereizten zituen, oxidazio-egoeraren eta koordinazio-kopuruaren kontzeptu modernoei dagozkienak, hurrenez hurren.
Talde nagusiko elementuei dagokienez, 1904an Richard Abegg-ek kontuan hartu zituen balentzia positiboak eta negatiboak (oxidazio-egoera maximo eta minimoak), eta Abeggen araua proposatu zuen; horren arabera, haien arteko aldea askotan 8 izaten da.
Bestalde, balentziaren definizio alternatibo bat dago, 1920ko hamarkadan garatua. Bat egiten dute harekin defendatzaile modernoek, eta definizo horren arabera, atomo batek loturan erabili duen elektroi kopurua da molekula kobalente batean dagoen atomo baten balentzia.[5][6][7][8]
balentzia = atomo librearen balentzia-geruzako elektroi kopurua − atomoak molekulan duen elektroi ez-lotzaileen kopurua,
edo, bestela:
balentzia = karga formaleko loturen kopurua.
Definizio honen arabera, adibidez, nitrogenoa lau hidrogeno atomorekin elkartzen da amonio ioi batean [NH4]+, baina pentabalentetzat hartzen da, nitrogenoaren bost balentzia-elektroiek loturan parte hartzen dutelako.[5]
Balentzia ohikoak
[aldatu | aldatu iturburu kodea]Taula periodikoko talde nagusietako elementuen balentzia 1 eta 8 bitartekoa izan daiteke.
| Taldea | Balentzia 1 | Balentzia 2 | Balentzia 3 | Balentzia 4 | Balentzia 5 | Balentzia 6 | Balentzia
7 |
Balentzia 8 | Balentzia ohikoak |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 (I) | NaCl
KCl |
1 | |||||||
| 2 (II) | MgCl2 | 2 | |||||||
| 13 (III) | InBr
TlI |
BCl3 | 3 | ||||||
| 14 (IV) | CO
PbCl2 |
CO2
SiCl4 |
2 eta 4 | ||||||
| 15 (V) | NO | NH3
As2O3 |
NO2 | N2O5
PCl5 |
3 eta 5 | ||||
| 16 (VI) | H2O
SCl2 |
SO2
SF4 |
SO3
SF6 |
2, 4 eta 6 | |||||
| 17 (VII) | HCl
ICl |
HClO2
ClF3 |
ClO2 | IF5 | IF7
Cl2O7 HClO4 |
1, 3, 5 eta 7 | |||
| 18 (VIII) | KrF2 | XeF4 | XeO3 | XeO4 | 0, 2, 4, 6 eta 8 |
Elementu askok taula periodikoan duten kokapenarekin lotutako balentzia komuna dute, gaur egun zortzikotearen arauak arrazionalizatzen duena. Halaber, greziar zenbaki-aurrizkiak (mono-, di-, tri-, etab.) 1, 2, 3 eta abar karga-egoeretako ioiak deskribatzeko erabiltzen dira. Balio-aniztasuna balentzia kopuru espezifiko batera mugatzen ez diren espezieei dagokie, eta karga bakarreko espezieak, aldiz, monobalenteak dira. Adibidez, Cs+ katioia katioi unibalentea edo monobalentea da; Ca2+ katioia, berriz, katioi dibalentea da, eta Fe3+ katioia tribalentea da. Bertan, Cs eta Ca ez bezala, Fe beste karga egoera batzuetan ere egon daiteke, bereziki 2+ eta 4+, eta, beraz, ioi balioaniztun gisa ezagutzen da[9]. Horrela, eskuinean dauden trantsizio-metalak eta metalak normalean balioaniztunak dira, baina ez dago haien balentzia iragarten duen eredu sinplerik.[10]
| Balentzia | Adjektibo ohikoena |
|---|---|
| 0 | zerobalente |
| 1 | monobalente |
| 2 | dibalente |
| 3 | tribalente |
| 4 | tetrabalente |
| 5 | pentabalente |
| 6 | hexabalente |
| 7 | heptabalente |
| 8 | oktabalente |
| 9 | nonabalente |
| 10 | dekabalente |
| anitza | polibalente |
| batera | kobalente |
| banatuta | ez-kobalente |
Balentzia eta oxidazio-egoeraren arteko ezberdintasunak
[aldatu | aldatu iturburu kodea]Balentzia terminoari dagozkion zalantzak direla eta[11], gaur egun beste notazio batzuk hobesten dira. Lambda notazioaz gain, kimika ez-organikoko IUPAC nomenklaturan erabiltzen den bezala[12], argiagoa da oxidazio-egoera erabiltzea molekula bateko atomoen egoera elektronikoa adierazteko.
Molekula batean aurkitzen den atomo baten oxidazio-egoera irabazten edo galtzen duen balentzia-elektroi kopuruari dagokio.[13] Balentzia-zenbakia ez bezala, oxidazio-egoera positiboa (atomo elektropositibo batentzat) edo negatiboa (atomo elektronegatibo batentzat) izan daiteke.
Oxidazio-egoera altuko elementuek +4 baino oxidazio-egoera handiagoa dute, eta balentzia altuko egoera duten elementuek ere 4 baino balentzia handiagoa dute. Adibidez, perkloratoetan (ClO4-) , kloroak 7 balentzia-lotura ditu (beraz, heptabalentea da; bestela esanda, haren balentzia 7 da), eta +7 oxidazio-egoera du; rutenio tetraoxidoan (RuO4), rutenioak 8 balentzia-lotura ditu (beraz, oktabalentea da; bestela esanda, haren balentzia 8 da), eta +8 oxidazio-egoera du.
Molekula batzuetan, aldea dago atomo jakin baten balentziaren eta oxidazio-egoeraren artean. Adibidez, dekafluoruro disulfuroaren molekulan (S2F10) sufre atomo bakoitzak 6 balentzia-lotura ditu; alegia 5 lotura bakun fluor atomoekin eta lotura bakun bat beste sufre atomoarekin. Horrela, sufre atomo bakoitza hexabalentea da, baina +5 oxidazio egoera du. Bestalde, dioxigeno molekulan (O2), oxigeno atomo bakoitzak 2 balentzia-lotura ditu, eta dibalentea da, baina 0 oxidazio-egoera du. Bestalde, azetilenoan (H−C≡C−H), karbono atomo bakoitzak 4 balentzia-lotura ditu, lotura bakun bat hidrogeno atomoarekin eta lotura hirukoitz bat beste karbono atomoarekin. Beraz, karbono atomo bakoitza tetrabalentea da , baina −1 oxidazio-egoera du.
Adibideak
[aldatu | aldatu iturburu kodea]| Konposatua | Formula | Balentzia | Oxidazio-egoera | Diagrama |
|---|---|---|---|---|
| Hidrogeno kloruro | HCl | H=1 Cl=1 | H=+1 Cl=-1 | H-Cl |
| Azido perkloriko* | HClO4 | H=1 Cl=7 O=2 | H=+1 Cl=+7 O=-2 |  |
| Metano | CH4 | C=4 H=1 | C=-4 H=+1 |  |
| Diklorometano** | CH2Cl2 | C=4 H=1 Cl=1 | C=0 H=+1 Cl=-1 |  |
| Burdin (II) oxido*** | FeO | Fe=2 O=2 | Fe=+2 O=-2 | Fe=O |
| Burdin (III) oxido*** | Fe2O3 | Fe=3 O=2 | Fe=+3 O=-2 | O=Fe-O-Fe=O |
| Sodio hidruro | NaH | Na=1 H=1 | Na=+1 H=-1 | Na-H |
* ClO4- perklorato ioia monobalentea da, hau da, 1 balentzia du.
** Balentziak eta oxidazio-egoeren balio absolutuak ere desberdinak izan daitezke, loturen polaritatea desberdina baita. Adibidez, diklorometanoan, CH2Cl2-n, karbonoa tetrabalentea da, baina da 0 oxidazio-egoera.
*** Burdin oxidoak kristal-egitura batean agertzen direnez, ezin da molekula zehatz bat identifikatu. Horrela, oxido ferrosoan, Fe-k +2 oxidazio-egoera du; eta oxido ferrikoan, +3 oxidazio-egoera.
| Konposatua | Formula | Balentzia | Oxidazio-egoera | Diagrama |
|---|---|---|---|---|
| Hidrogeno | H2 | H=1 | H=0 | H-H |
| Kloro | Cl2 | Cl=1 | Cl=0 | Cl-Cl |
| Hidrogeno peroxido | H2O2 | H=1 O=2 | H=+1 O=-1 |  |
| Hidrazina | N2H4 | H=1 N=3 | H=+1 N=-2 |  |
| Disulfuro dekafluoruro | S2F10 | S=6 F=1 | S=+5 F=-1 |  |
| Hexakloroetano | C2Cl6 | C=4 Cl=1 | C=+3 Cl=-1 |  |
| Etileno | C2H4 | C=4 H=1 | C=-1 H=+1 |  |
| Azetileno | C2H2 | C=4 H=1 | C=-1 H=+1 | H-C≡C-H |
| Merkurio(I) kloruro | Hg2Cl2 | Hg=2 Cl=1 | Hg=+1 Cl=-1 | Cl-Hg-Hg-Cl |
Erreferentziak
[aldatu | aldatu iturburu kodea]- ↑ Partington, James Riddick. (1989-01-01). A Short History of Chemistry. Courier Corporation ISBN 978-0-486-65977-0. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Partington, James Riddick. (1921). A text-book of inorganic chemistry for university students.. Macmillan (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Partington, James Riddick. (1989). A short history of chemistry. (Facsim. ed.. argitaraldia) Dover ISBN 978-0-486-65977-0. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Rocke, Alan J. (1984). «Chemical Atomism in the Nineteenth Century. From Dalton to Cannizzaro, Columbus, Ohio State University Press, XVIII-386 p.» Annali dell'Istituto e Museo di storia della scienza di Firenze 10 (2): 154–156. doi:. ISSN 0391-3341. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ a b Parkin, Gerard. (2006-05). «Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts» Journal of Chemical Education 83 (5): 791. doi:. ISSN 0021-9584. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Grimm, H. G.; Sommerfeld, A.. (1926). [http://link.springer.com/10.1007/BF01383924 «�ber den. Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit den chemischen Valenzzahlen»] Zeitschrift f�r Physik (Zeitschrift für Physik) 36 (1): 36–59. doi:. ISSN 1434-6001. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Smith, D. W.. (2005). «Valence, Covalence, Hypervalence, Oxidation State, and Coordination Number» Journal of Chemical Education 82 (8) doi:. ISSN 0021-9584. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Sidgwick, N. V. (1927). The Electronic Theory Of Valency. London: Oxford University Press (Clarendon Press), 199 or. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ «The Unabridged Dictionary by Merriam-Webster» unabridged.merriam-webster.com (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ «Lesson 7 Ions & Their Names» web.archive.org 2019-01-21 (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ «Valence» The Free Dictionary (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Gold, Victor, ed. (2019). The IUPAC Compendium of Chemical Terminology: The Gold Book. (4. argitaraldia) International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) doi:. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).
- ↑ Gold, Victor, ed. (2019). The IUPAC Compendium of Chemical Terminology: The Gold Book. (4. argitaraldia) International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) doi:. (Noiz kontsultatua: 2024-11-07).