Валентный электрон

Четыре ковалентные связи . У углерода четыре валентных электрона, здесь валентность равна четырем. Каждый атом водорода имеет один валентный электрон и является одновалентным.

В химии и физике , валентные электроны — это электроны во внешней оболочке атома , которые могут участвовать в образовании химической связи если внешняя оболочка не закрыта. В одинарной ковалентной связи образуется общая пара, в которой оба атома в связи вносят вклад в один валентный электрон.

Наличие валентных электронов может определять свойства элемента валентность химические , например, его — может ли он связываться с другими элементами, и если да, то насколько легко и с каким количеством. данного элемента Таким образом, реакционная способность сильно зависит от его электронной конфигурации . Для элемента основной группы валентный электрон может существовать только во внешней электронной оболочке ; для переходного металла валентный электрон также может находиться во внутренней оболочке.

Атом с замкнутой оболочкой валентных электронов (соответствующей конфигурации благородного газа ) имеет тенденцию быть химически инертным . Атомы с одним или двумя валентными электронами больше, чем закрытая оболочка, обладают высокой реакционной способностью из-за относительно низкой энергии , необходимой для удаления дополнительных валентных электронов с образованием положительного иона . Атом, у которого на один или два электрона меньше, чем в замкнутой оболочке, является реакционноспособным из-за его тенденции либо получить недостающие валентные электроны и образовать отрицательный ион, либо разделить валентные электроны и образовать ковалентную связь.

Подобно остовному электрону , валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в форме фотона . Прирост энергии может заставить электрон переместиться (прыгнуть) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение . Или электрон может даже вырваться из оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая испускание фотона), он может переместиться на внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.

Обзор

Электронная конфигурация

Электроны, которые определяют валентность – то, как атом реагирует химически – имеют самую высокую энергию .

Для элемента основной группы валентные электроны определяются как электроны, находящиеся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n . Таким образом, количество валентных электронов, которые он может иметь, зависит от электронной конфигурации простым образом . Например, электронная конфигурация фосфора (P) равна 1s. ² 2 с ² 2р ⁶ 3 с ² 3р ³ так что имеется 5 валентных электронов (3s ² 3р ³ ), соответствующий максимальной валентности для P 5 , как в молекуле PF ₅ ; эта конфигурация обычно сокращается до [Ne] 3s. ² 3р ³ , где [Ne] означает основные электроны, конфигурация которых идентична конфигурации благородного газа неона .

Однако переходные элементы имеют ( n −1)d энергетические уровни, очень близкие по энергии к уровню n s . Таким образом, в отличие от элементов основной группы, валентный электрон переходного металла определяется как электрон, который находится вне ядра благородного газа. Таким образом, обычно d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные электроны, хотя они и не находятся на внешней оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1с. ² 2 с ² 2р ⁶ 3 с ² 3р ⁶ 4 с ² 3d ⁵ ; это сокращенно [Ar] 4s ² 3d ⁵ , где [Ar] обозначает конфигурацию ядра, идентичную конфигурации благородного газа аргона . В этом атоме 3d-электрон имеет энергию, подобную энергии 4s-электрона, и значительно выше, чем у 3s- или 3p-электрона. Фактически возможно семь валентных электронов (4s ² 3d ⁵ ) вне аргоноподобного ядра; это согласуется с химическим фактом, что марганец может иметь степень окисления до +7 (в перманганат- ионе: MnO ⁻
₄ ). (Но обратите внимание, что просто наличие такого количества валентных электронов не означает, что соответствующая степень окисления будет существовать. Например, фтор не известен в степени окисления +7; и хотя максимальное известное количество валентных электронов составляет 16 в иттербии и нобелии ни для одного элемента не известна степень окисления выше +9.)

Чем правее в каждом ряду переходных металлов, тем ниже энергия электрона в подоболочке и тем меньше у такого электрона валентных свойств. Таким образом, хотя атом никеля в принципе имеет десять валентных электронов (4s ² 3d ⁸ ), его степень окисления никогда не превышает четырех. Для цинка подоболочка 3d является полной во всех известных соединениях, хотя в некоторых соединениях она вносит вклад в валентную зону. Аналогичная закономерность сохраняется и для энергетических уровней ( n −2)f внутренних переходных металлов.

Подсчет d-электронов — альтернативный инструмент для понимания химии переходного металла.

Количество валентных электронов

Количество валентных электронов элемента можно определить по группе таблицы Менделеева (вертикальный столбец), к которой относится элемент. В группах 1–12 номер группы соответствует числу валентных электронов; в группах 13–18 цифра единиц номера группы соответствует числу валентных электронов. (Гелий является единственным исключением.)

	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	ЧАС 1																															Он 2
2	Что 1	Быть 2																									Б 3	С 4	Н 5	ТО 6	Ф 7	Ne 8
3	Уже 1	мг 2																									Ал 3	И 4	П 5	С 6	кл. 7	С 8
4	К 1	Что 2															наук 3	Из 4	V 5	Кр 6	Мин. 7	Фе 8	Ко 9	В 10	С 11	Зн 12	Здесь 3	Ге 4	Как 5	Се 6	Бр 7	НОК 8
5	руб. 1	старший 2															И 3	Зр 4	Нб 5	Мо 6	Тс 7	Ру 8	резус 9	ПД 10	В 11	компакт-диск 12	В 3	Сн 4	Сб 5	Te 6	я 7	Машина 8
6	Cs 1	Нет 2	La 3	Этот 4	Пр 5	Нд 6	вечера 7	см 8	Евросоюз 9	Б-г 10	Тб 11	Те 12	К 13	Является 14	Тм 15	Ыб 16	Лу 3	хф 4	Облицовка 5	В 6	Ре 7	Ты 8	И 9	Пт 10	В 11	ртуть 12	Тл 3	Pb 4	С 5	Po 6	В 7	Рн 8
7	Пт 1	Солнце 2	И 3	че 4	Хорошо 5	В 6	Например 7	Мог 8	Являюсь 9	См 10	Бк 11	См. 12	Является 13	Фм 14	Мэриленд 15	Нет 16	лр 3	РФ 4	ДБ 5	Сг 6	Бх 7	Хс 8	гора 9	Дс 10	Рг 11	Сп 12	Нх 3	В 4	Мак 5	Лев 6	Ц 7	И 8

Гелий является исключением: несмотря на наличие 1с. ² имеет некоторое сходство с щелочноземельными металлами с их ns конфигурация с двумя валентными электронами и, таким образом , ² В валентных конфигурациях его оболочка полностью заполнена и, следовательно, химически очень инертна и обычно помещается в группу 18 вместе с другими благородными газами.

Валентная оболочка

Валентная оболочка — это совокупность орбиталей , энергетически доступных для принятия электронов для образования химических связей .

Для элементов основной группы валентная оболочка состоит из ns- и np -орбиталей на внешней электронной оболочке . Для переходных металлов орбитали неполной ( n включены -1)d подоболочки, а для лантаноидов и актиноидов неполные ( n -2)f и ( n -1)d подоболочки. Используемые орбитали могут находиться во внутренней электронной оболочке и не все соответствуют одной и той же электронной оболочке или главному квантовому числу n в данном элементе, но все они имеют одинаковые энергии.

Тип элемента	Водород и гелий	s- и p-блоки ( элементы основной группы )	d-блок ( Переходные металлы )	f-блок ( Лантаноиды и актиниды )
Валентные орбитали	1 с	н с nнапример	н с ( п -1)д nнапример	н с ( n −2)f ( п -1)д nнапример
счета электронов Правила	Правило дуэта/дуплета	Правило октета	правило 18 электронов	Правило 32 электронов

Как правило, элемент основной группы (за исключением водорода или гелия) имеет тенденцию реагировать с образованием ² п ⁶ электронная конфигурация . Эта тенденция называется правилом октета , поскольку каждый связанный атом имеет 8 валентных электронов, включая общие электроны. Точно так же переходный металл имеет тенденцию реагировать с образованием ¹⁰ с ² п ⁶ электронная конфигурация. Эта тенденция называется правилом 18 электронов , поскольку каждый связанный атом имеет 18 валентных электронов, включая общие электроны.

Тяжелые элементы 2-й группы кальций, стронций и барий ( n -1)d, что придает им некоторое сходство с переходными металлами. также могут использовать подоболочку

Химические реакции

Основная статья: Валентность (химия)

Количество валентных электронов в атоме определяет его связывающее поведение. Поэтому элементы, атомы которых имеют одинаковое количество валентных электронов, часто группируются в периодической таблице элементов, особенно если они также имеют одинаковые типы валентных орбиталей.

Наиболее реакционноспособным металлическим элементом является щелочной металл 1-й группы (например, натрий или калий ); это потому, что такой атом имеет только один валентный электрон. При образовании ионной связи , обеспечивающей необходимую энергию ионизации , этот один валентный электрон легко теряется с образованием положительного иона (катиона) с замкнутой оболочкой (например, Na ⁺ или К ⁺ ). Щелочноземельный металл 2-й группы (например, магний ) несколько менее реакционноспособен, поскольку каждый атом должен потерять два валентных электрона, чтобы образовать положительный ион с замкнутой оболочкой (например, Mg ²⁺ ).

Внутри каждой группы (каждого столбца таблицы Менделеева) металлов реакционная способность увеличивается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к более тяжелому), поскольку более тяжелый элемент имеет больше электронных оболочек, чем более легкий; валентные электроны более тяжелого элемента существуют с более высокими главными квантовыми числами (они находятся дальше от ядра атома и, следовательно, имеют более высокие потенциальные энергии, что означает, что они менее прочно связаны).

Атом неметалла имеет тенденцию притягивать дополнительные валентные электроны, чтобы достичь полной валентной оболочки; Этого можно достичь одним из двух способов: атом может либо делиться электронами с соседним атомом ( ковалентная связь ), либо отбирать электроны у другого атома ( ионная связь ). Наиболее реакционноспособным видом неметаллического элемента является галоген (например, фтор (F) или хлор (Cl)). Такой атом имеет следующую электронную конфигурацию: s ² п ⁵ ; для образования замкнутой оболочки требуется только один дополнительный валентный электрон. Чтобы образовать ионную связь, атом галогена может отобрать электрон у другого атома, чтобы образовать анион (например, F ⁻ , кл ⁻ , и т. д.). Для образования ковалентной связи один электрон галогена и один электрон другого атома образуют общую пару (например, в молекуле H–F линия представляет собой общую пару валентных электронов, одного от H и одного от F).

Внутри каждой группы неметаллов реакционная способность уменьшается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к тяжелому элементу) периодической таблицы, поскольку валентные электроны имеют все более высокие энергии и, следовательно, все менее прочно связаны. Фактически кислород (самый легкий элемент в группе 16) является наиболее реакционноспособным неметаллом после фтора, хотя он и не является галогеном, поскольку валентные оболочки более тяжелых галогенов имеют более высокие главные квантовые числа.

В этих простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна числу электронов, полученных, потерянных или разделенных для формирования стабильного октета. Однако есть также много молекул, которые являются исключениями и для которых валентность определена менее четко.

Электропроводность

Валентные электроны также отвечают за связь в чистых химических элементах и ​​за то, их электропроводность характерна ли для металлов, полупроводников или изоляторов.

Ковалентная металлическая сеть Молекулярная ковалентная связь Одиночные атомы Неизвестно Цвет фона показывает связь простых веществ в периодической таблице . Если их несколько, считается наиболее стабильный аллотроп.

Металлические элементы обычно обладают высокой электропроводностью в твердом состоянии. В каждой строке таблицы Менделеева металлы располагаются слева от неметаллов, поэтому металл имеет меньше возможных валентных электронов, чем неметалл. Однако валентный электрон атома металла имеет небольшую энергию ионизации , и в твердом состоянии этот валентный электрон относительно свободно покидает один атом, чтобы соединиться с другим, находящимся поблизости. Такая ситуация характеризует металлическую связь . Такой «свободный» электрон может перемещаться под действием электрического поля , и его движение представляет собой электрический ток ; он отвечает за электропроводность металла. Медь , алюминий , серебро и золото являются примерами хороших проводников.

Неметаллический элемент имеет низкую электропроводность; он действует как изолятор . Такой элемент находится в правой части таблицы Менделеева и имеет валентную оболочку, заполненную как минимум наполовину (исключение составляет бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может легко покинуть атом при приложении электрического поля, и поэтому такой элемент может проводить только очень малые электрические токи. Примерами твердых элементарных изоляторов являются алмаз ( аллотроп углерода ) и сера . Они образуют ковалентно связанные структуры либо с ковалентными связями, простирающимися по всей структуре (как в алмазе), либо с отдельными ковалентными молекулами, слабо притягивающимися друг к другу межмолекулярными силами (как в сере). ( Благородные газы остаются в виде отдельных атомов, но они также испытывают межмолекулярные силы притяжения, которые становятся сильнее по мере спуска группы: гелий кипит при -269 ° C, а радон кипит при -61,7 ° C.)

Твердые соединения, содержащие металлы, также могут быть изоляторами, если валентные электроны атомов металлов используются для образования ионных связей . Например, хотя элементарный натрий является металлом, твердый хлорид натрия является изолятором, поскольку валентный электрон натрия передается хлору с образованием ионной связи, и, следовательно, этот электрон не может быть легко перемещен.

Полупроводник ; имеет промежуточную электропроводность между металлом и неметаллом Полупроводник также отличается от металла тем, что проводимость полупроводника увеличивается с температурой . Типичными элементарными полупроводниками являются кремний и германий , каждый атом которых имеет четыре валентных электрона. Свойства полупроводников лучше всего объясняются с помощью зонной теории вследствие небольшой энергетической щели между валентной зоной (которая содержит валентные электроны при абсолютном нуле) и зоной проводимости (в которую валентные электроны возбуждаются за счет тепловой энергии).

Внешние ссылки

1. Фрэнсис, Иден. Валентные электроны .