Валентный электрон - Valence electron


Из Википедии, свободной энциклопедии
Четыре ковалентные связи . Углерод имеет четыре валентных электрона и здесь валентность четыре. Каждый атом водорода имеет один валентный электрон и однозначно.

В химии , А валентный электрон является внешней оболочкой электронов , который связан с атомом , и что может участвовать в образовании химической связи , если внешняя оболочка не закрыта; в одной ковалентной связи , оба атома в связи способствуют один валентный электрон, чтобы сформировать общую пару . Наличие валентных электронов может определить элемент «ы химических свойств, такие как его валентность -whether может связь с другими элементами , и, если да, то как легко и с тем, как много. Для основного элемента группы , валентный электрон может существовать только в самой внешней электронной оболочке ; в переходном металле , валентный электрон может быть также во внутренней оболочке.

Атом с замкнутой оболочкой валентных электронов ( что соответствует электронной конфигурации сек 2 р 6 ) имеет тенденцию быть химически инертными . Атомы с более одного или двух валентных электронов , чем необходимы для «закрытой» оболочки обладают высокой реакционной способностью в силу следующих причин:
1) Это требует относительно низкой энергии ( по сравнению с решеткой энтальпией ) , чтобы удалить лишние электроны валентности , чтобы сформировать положительный ион .
2) Из - за их тенденции либо получить недостающие валентные электроны (образуя тем самым отрицательный ион), или разделить валентные электроны (тем самым образовывать ковалентную связь).

Подобно электрона во внутренней оболочке, валентный электрон обладает способностью поглощать или выпускать энергию в виде фотона . Выигрыш в энергии может вызвать электрон , чтобы двигаться (переход) к внешней оболочке; это известно как возбуждения атомов . Или электрон может даже вырваться из валентной оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая фотон испускается), то он может перейти к внутренней оболочки , который не полностью занят.

Уровни энергии валентные соответствуют главным квантовым числам ( п = 1, 2, 3, 4, 5 ...) или помечены в алфавитном порядке с буквами , используемых в рентгеновских обозначениях (К, L, М, ...).

Число валентных электронов

Число валентных электронов элемента может быть определенно с помощью периодической таблицы группы (вертикальный столбец) , в котором категоризированный элементе. За исключением групп 3-12 (в переходных металлах ), цифра единиц из числа группы идентифицирует , сколько валентные электроны связаны с нейтральным атомом элемента , перечисленным в соответствии с этой конкретной колонкой.

Периодическая таблица химических элементов
Периодическая таблица группы валентные электроны
Группа 1 (I) , ( щелочные металлы ) 1
Группа 2 (II) ( щелочноземельные металлы ) 2
Группы 3-12 ( переходные металлы ) 3-12
Группа 13 (III) , ( бора группы ) 3
Группа 14 (IV) , ( углерод группа ) 4
Группа 15 (V) , ( подгруппа азота или группу азота) 5
Группа 16 (VI) , ( халькогены или группа кислорода) 6
Группа 17 (VII) , ( галогены ) 7
Группа 18 (VIII , или 0) ( благородные газы ) 8

Электронная конфигурация

Электроны , которые определяют , как атом вступает в химическую реакцию являются те , чье среднее расстояние от ядра является наибольшей; то есть те , с самой высокой энергией .

Для основного элемента группы , валентные электроны определяются как те электроны , проживающих в электронной оболочке наивысшего главного квантового числа п. Таким образом, число валентных электронов , которые могут иметь в зависимости от конфигурации электронов в простой форме. Например, электронная конфигурация фосфора (Р) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , так что есть 5 валентные электроны (3s 2 3p 3 ), соответствующие максимальной валентности для P 5 , как и в молекуле PF 5 ; эта конфигурация обычно сокращенно [Ne] 3s 2 3p 3 , где [Н] обозначает основные электроны, конфигурация идентична таковой из благородного газа неона .

Тем не менее, переходные элементы были частично заполнены ( п - 1) d энергетических уровни, которые очень близки по энергии к п ы уровня. Таким образом , в отличие от основных элементов группы, валентный электрон для переходного металла определяется как электрон , который находится за пределами сердечника благородного газа. Таким образом, в общем, то г электроны в переходных металлах ведут себя как валентных электронов , хотя они не находятся в валентной оболочке. Так , например, марганец (Mn) , имеет конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ; это сокращенно [Ar] 4s 2 3d 5 , где [Ar] обозначает конфигурацию ядра , идентичную благородного газа аргона . В этом атоме, 3d - электрон имеет энергию , аналогичную из 4s электрона, и гораздо выше , чем у 3s или 3p электрона. В действительности, существует , возможно , семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ) за пределами аргоноподобной ядра; Это согласуется с тем , что химическим марганца может иметь степень окисления так высоко , как +7 (в перманганате иона: MnO -
4
).

Дальше вправо в каждой серии переходного металла, тем меньше энергии электрона в рекламной подоболочке и тем меньше такой электрона имеет свойство валентного электрона. Таким образом, хотя никеля атом имеет, в принципе, десять валентных электронов (4s 2 3d 8 ), его состояние окисления никогда не превышает четыре. Для цинка , 3d - подоболочка является полной и ведет себя аналогично остовные электроны.

Поскольку число валентных электронов , которые фактически участвуют в химических реакциях , трудно предсказать, понятие валентного электрона менее полезно для переходного металла , чем для основного элемента группы; подсчет д электронов является альтернативным инструментом для понимания химии переходного металла.

Химические реакции

Число электронов в внешней валентной оболочке атома в регулирует его связующее поведение. Таким образом, элементы, атомы которых могут иметь одинаковое число валентных электронов группируются вместе в периодической таблице элементов. Как общее правило, основная группа элементов ( за исключением водорода или гелия) , как правило, реагируют с образованием замкнутой оболочки , соответствующей электронной конфигурации сек 2 р 6 . Эта тенденция называется правилом октета , потому что каждый связан атом имеет восемь валентных электронов включая общие электроны.

Наиболее реакционно вид металлического элемента представляет собой щелочной металл из группы 1 (например, натрия или калия ); это происходит потому , что такой атом имеет только один валентный электрон; во время формирования ионной связи , который обеспечивает необходимую энергию ионизации , это один валентный электрон легко теряются , чтобы сформировать положительный ион (катион) с замкнутой оболочкой (например, Na + или K + ). Щелочно - земельный металл из группы 2 (например, магний ) несколько менее реакционноспособный, потому что каждый атом должен потерять два валентных электроны , чтобы сформировать положительный ион с замкнутой оболочкой (например, Mg 2+ ).

Внутри каждой группы (каждая периодическая таблица столбца) металлов, реакционная способность возрастает с каждой нижней строке таблицы (от светового элемента до тяжелого элемента), так как более тяжелый элемент имеет больше , чем электронные оболочки более легкого элемента; валентные электроны более тяжелого элемента существует при более высоких главных квантовых чисел (они находятся дальше от ядра атома, и, таким образом , при более высоких потенциальных энергий, что означает , что они менее тесно связаны).

Неметалла атом имеет тенденцию привлекать дополнительные электроны валентности для достижения полной валентной оболочки; это может быть достигнуто в одном из двух способов: либо атом может обмениваться электроны с соседним атомом (а ковалентная связь ), или он может удалить электроны из другого атома (AN ионной связи ). Наиболее реакционноспособный вид неметаллического элемента представляет собой галоген (например, фтор (F) или хлор (Cl)). Такой атом имеет следующую конфигурацию электронов: S 2 р 5 ; это требует только один дополнительного валентного электрона с образованием замкнутой оболочки. Для того, чтобы образовать ионную связь, атом галогена может удалить электрон из другого атома , с тем , чтобы образовать анион (например, F - , Cl - , и т.д.). Для того, чтобы образовать ковалентную связь, один электрон из атома галогена и один электрон от другого атома образуют общую пару (например, в молекуле Н-F, линия представляет собой общую пару валентных электронов, один из Н и один из F).

Внутри каждой группы неметаллов, реакционная способность уменьшается с каждой нижней строк таблицы (от светового элемента до тяжелых элементов) в периодической таблице, так как валентные электроны находятся на прогрессивно более высоких энергий и, следовательно, все менее тесно связаны. В самом деле, кислород (самый легкий элемент в группе 16) является наиболее реактивным неметалла после того, как фтор, даже если он не является галогеном, потому что валентная оболочка галогена находится на более высоком главным квантовым числом.

В этих простых случаях , когда соблюдается правило октета, то валентность атома равно числу электронов , полученных, теряется, или совместно для того , чтобы сформировать устойчивый октет. Тем не менее, есть также много молекул , которые являются исключениями , и для которых валентность менее четко.

Электрическая проводимость

Валентные электроны также ответственны за электрическую проводимость элемента; В результате, элемент может быть классифицирован как металл , в неметалле , или полупроводник (или металлоид ).

Металлические элементы , как правило , имеют высокую электрическую проводимость , когда в твердом состоянии. В каждой строке таблицы Менделеева , металлы происходят слева от неметаллов, и , таким образом металл имеет меньше возможных валентных электронов , чем неметалл. Тем не менее, валентный электрон атома металла имеет малую энергию ионизации , так и в твердом состоянии это валентный электрон относительно свободен , чтобы оставить один атом для того , чтобы связать с другим рядом. Такой «свободный» электрон может быть перемещен под действием электрического поля , и ее движение представляет собой электрический ток ; она отвечает за электрическую проводимость металла. Медь , алюминий , серебро и золото являются примерами хороших проводников.

Неметаллический элемент имеет низкую электропроводность; он действует в качестве изолятора . Такой элемент находится в направлении справа от таблицы Менделеева, и она имеет валентную оболочку , которая по меньшей мере , наполовину (исключение составляет бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может покинуть атом легко при приложении электрического поля, и , следовательно , такой элемент может проводить только очень небольшие электрические токи. Примеры твердых элементарных изоляторов являются алмазом (ый аллотроп из углерода ) и серы .

Твердые соединение , содержащие металлы также могут быть изолятором , если валентные электроны атомов металла используется для формирования ионных связей . Например, хотя элементный натрия представляет собой металл , твердый хлорид натрия является диэлектриком, так как валентный электрон натрия передается хлор с образованием ионной связи, и , таким образом , что электрон не может быть легко перемещать.

Полупроводника имеет электрическую проводимость , которая является промежуточной между металлом и что из неметалла; полупроводник также отличается от металла тем , что проводимость полупроводника возрастает с температурой . Типичные элементарные полупроводники кремний и германий , каждый атом которого имеет четыре валентных электронов. Свойства полупроводников лучше всего объясняются с помощью зонной теории , как следствие малой энергетической щели между валентной зоной (который содержит валентные электроны при абсолютном нуле) и зоны проводимости (к которой валентные электроны возбуждаются тепловой энергии).

Рекомендации

внешняя ссылка

  1. Фрэнсис, Eden. Валентных электронов .