Valenselektron

Inom kemi kallas valenselektroner för elektroner som ligger på det yttre (extrema) skalet av en atom . Valenselektroner bestämmer beteendet hos ett kemiskt element i kemiska reaktioner , det vill säga de deltar i bildandet av en kemisk bindning och kompletterar det elektroniska lagret av atomerna som är involverade i det. Ju färre valenselektroner ett grundämne har, desto lättare ger det dessa elektroner (visar egenskaperna hos ett reduktionsmedel ) i reaktioner med andra grundämnen. Omvänt, ju fler valenselektroner som finns i en atom av ett kemiskt element, desto lättare får det elektroner (visar egenskaperna hos ett oxidationsmedel ) i kemiska reaktioner, allt annat lika. Helt fyllda yttre elektronskal har inerta gaser som uppvisar minimal kemisk aktivitet. Periodiciteten för att fylla det yttre elektronskalet med elektroner bestämmer den periodiska förändringen av de kemiska egenskaperna hos elementen i det periodiska systemet .

En atom med ett slutet skal valenselektroner (motsvarande elektronkonfigurationen s 2 p 6 ) tenderar att vara kemiskt inert . Atomer med en eller två fler valenselektroner än det slutna skalet har en större förmåga att ingå i kemiska reaktioner på grund av den relativt lilla energi som krävs för att avlägsna överskott av valenselektroner för att bilda en positiv jon . Atomer som har en eller två valenselektroner mindre än det slutna skalet inleder reaktioner på grund av egenskapen att förvärva de saknade valenselektronerna och bilda en negativ jon , eller bilda en kovalent bindning .

Liksom en elektron i ett inre skal har en valenselektron förmågan att absorbera eller frigöra energi i form av en foton . Att få energi kan göra att elektronen rör sig mot det yttre skalet; detta fenomen är känt som excitation . I det här fallet, om elektronen får tillräckligt med energi för att övervinna potentialbarriären , lika med joniseringspotentialen , lämnar den atomen och bildar därmed en positiv jon. I det fall där elektronen förlorar energi (som orsakar emission av en foton), kan den flytta in i det inre skalet, som inte är helt upptaget.

Valensenerginivåerna motsvarar de huvudsakliga kvanttalen (n = 1, 2, 3, 4, 5...) eller är märkta alfabetiskt med bokstäverna som används i röntgennotationen av atomorbitaler (K, L, M,...) .

Antal valenselektroner

Antalet valenselektroner (maximal valens ) är lika med numret på gruppen i Mendelejevs periodiska system där det kemiska elementet finns (förutom sidoundergrupper). Med undantag för grupperna 3-12 ( övergångsmetaller ), anger siffran i gruppnumret hur många valenselektroner som är associerade med den neutrala atomen i grundämnet som anges i den kolumnen.

Elektroniska konfigurationer

Den kemiska reaktionen hos en atom bestäms av elektronerna som ligger på det största avståndet från atomkärnan, det vill säga de har störst energi.

För huvudgruppelement definieras valenselektroner som de elektroner som finns i elektronskalet med det största huvudsakliga kvantnumret n [3] . Således beror antalet valenselektroner ett kemiskt element kan ha på elektronkonfigurationen . Till exempel är elektronkonfigurationen för fosfor (P) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , så det finns 5 valenselektroner (3s 2 3p 3 ), motsvarande en maximal valens för P på 5, som i en PF 5 molekyler .

Övergångsmetaller har i sin tur (n−1)d delvis fyllda energinivåer, som i energi är mycket nära ns-nivån [4] . Därför beter sig d-elektroner i övergångsmetaller som valenselektroner, även om de inte finns i valensskalet. Till exempel har mangan (Mn) konfigurationen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . I denna atom har 3d-elektronen en energi som liknar den för 4s-elektronen och mycket större än den för en 3s- eller 3p-elektron. Det är alltså teoretiskt möjligt för mangan att ha sju valenselektroner (4s 2 3d 5 ), och detta stämmer överens med att mangan kan ha ett oxidationstillstånd på upp till +7 (i permanganatjonen MnO 4 − ).

I varje rad av övergångsmetaller, när du rör dig till höger, minskar energin hos en elektron i d-skalet, och ju mindre en sådan elektron har egenskaperna hos en valenselektron. Således, även om en nickelatom i princip har tio valenselektroner (4s 2 3d 8 ), överstiger dess oxidationstillstånd aldrig fyra. För zink är 3d-skalet komplett, så dess d-elektroner uppvisar inte valensegenskaper.

Eftersom antalet valenselektroner som faktiskt kommer att ingå i en kemisk reaktion är svårt att förutsäga i övergångsmetaller, är begreppet valenselektron mindre användbart för en övergångsmetall än för ett huvudgruppselement.

Kemiska reaktioner

Antalet elektroner i en atoms yttre valensskal avgör dess beteende i kemiska bindningar . Därför grupperas grundämnen vars atomer kan ha samma antal valenselektroner i grundämnenas periodiska system. I allmänhet tenderar ett huvudgruppselement (annat än väte eller helium ) att reagera för att bilda ett slutet skal som motsvarar s 2 p 6 elektronkonfigurationen . Denna trend kallas oktettregeln , eftersom varje bunden atom har åtta valenselektroner, inklusive delade elektroner.

De metaller som är mest aktivt involverade i kemiska reaktioner är grupp 1 alkalimetaller (till exempel natrium eller kalium ); detta beror på det faktum att sådana atomer bara har en valenselektron, och under bildandet av en jonbindning, som ger den nödvändiga joniseringsenergin, förloras denna valenselektron lätt och bildar en positiv jon ( katjon ) med ett slutet skal (till exempel Na + eller K + ). En grupp 2 jordalkalimetall (som magnesium ) är något mindre reaktiv eftersom varje atom måste förlora två valenselektroner för att bilda en positiv jon med slutet skal (som Mg 2+ ).

I varje grupp (varje kolumn i det periodiska systemet) av metaller ökar reaktiviteten uppifrån och ner (från lätta till tunga), eftersom det tyngre elementet har fler elektronskal än det lättare elementet; det tyngre grundämnets valenselektroner existerar vid högre huvudsakliga kvanttal (de är längre bort från atomkärnan och har därför högre potentiella energier, vilket betyder att de är mindre hårt bundna).

Icke- metallatomer tenderar att attrahera extra valenselektroner för att bilda ett komplett valensskal; detta kan uppnås på ett av två sätt: en atom kan antingen dela elektroner med en angränsande atom ( kovalent bindning ) eller dra elektroner från en annan atom ( jonbindning ). De mest reaktiva icke-metallerna är halogener (till exempel fluor (F) eller klor (Cl)). Halogenatomer har den elektroniska konfigurationen s 2 p 5 ; detta kräver bara en extra valenselektron för att bilda ett slutet skal. För att bilda en jonbindning kan en halogenatom dra en elektron från en annan atom för att bilda en anjon (t.ex. F− , Cl− , etc.). För att bilda en kovalent bindning bildar en elektron från en halogen och en elektron från en annan atom ett gemensamt par (till exempel i H-F-molekylen representerar skalet ett gemensamt par valenselektroner - en från en väteatom och en från en fluor. atom).

Inom varje grupp av icke-metaller minskar reaktiviteten i det periodiska systemet från topp till botten (från lätta till tunga grundämnen) eftersom valenselektronerna har högre och högre energier och därför är allt mindre hårt bundna. Faktum är att syre (det lättaste grundämnet i grupp 16) är den mest reaktiva icke-metallen efter fluor, även om det inte är en halogen, eftersom dess valensskal har ett lägre huvudkvantumtal.

I dessa enkla fall, där oktettregeln följs, är valensen för en atom lika med antalet elektroner som erhållits, förlorats eller delas för att bilda en stabil oktett. Det finns dock många molekyler som är undantag och för vilka valensen är mindre tydligt definierad.

Elektrisk konduktivitet

Valenselektroner är också ansvariga för elementets elektriska ledningsförmåga ; beroende på värdet av denna egenskap kan ett element klassificeras som en metall , en icke- metall eller en halvledare (eller metalloid).

Metaller har vanligtvis hög elektrisk ledningsförmåga i fast tillstånd . I varje rad i det periodiska systemet finns metaller till vänster om icke-metaller, respektive metallatomer har färre möjliga valenselektroner än icke-metallatomer. Valenselektronen hos en metallatom har dock en låg joniseringsenergi , och i fast tillstånd lämnar denna valenselektron atomen relativt fritt för att binda till en annan närliggande atom. En sådan "fri" elektron kan röra sig under påverkan av ett elektriskt fält , och dess rörelse är en elektrisk ström ; denna elektron är ansvarig för metallens elektriska ledningsförmåga. Exempel på bra ledare är metaller som koppar , aluminium , silver och guld .

Icke-metaller har låg elektrisk ledningsförmåga och fungerar som isolatorer . Dessa grundämnen finns på höger sida av det periodiska systemet, och deras atomer har ett valensskal som är minst halvfullt (undantaget är bor ). Borets joniseringsenergi är hög; en elektron kan inte lätt lämna en atom när ett elektriskt fält appliceras, och därför kan elementet bara leda en mycket liten elektrisk ström. Exempel på solida isolatorer är diamant ( en allotrop av kol) och svavel .

En fast förening som innehåller metaller kan också vara en isolator om metallatomernas valenselektroner används för att bilda jonbindningar . Till exempel, även om natrium är en metall, är fast natriumklorid en isolator eftersom natriums valenselektron överförs till klor för att bilda en jonbindning, och därför kan denna elektron inte röra sig lätt.

En halvledare har en elektrisk ledningsförmåga som ligger mellan den för en metall och en icke-metall; En halvledare skiljer sig också från en metall genom att den elektriska ledningsförmågan hos en halvledare ökar med temperaturen. Typiska halvledare är kisel och germanium , som var och en har fyra valenselektroner. Egenskaperna hos halvledare förklaras bäst med bandteori , som en konsekvens av det lilla energigapet mellan valensbandet (som innehåller valenselektroner vid absoluta nollpunkten) och ledningsbandet (till vilket valenselektroner förflyttas av termisk energi).

Anteckningar

1. ↑ Består av ns och (n-1) d elektroner. Alternativt används antalet elektroner d .
2. ↑ Förutom helium , som bara har två valenselektroner.
3. ↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Sill, F. Geoffrey. Allmän kemi: principer och moderna tillämpningar  (engelska) . — 8:a. - Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall , 2002. - P.  339 . — ISBN 978-0-13-014329-7 .
4. ↑ ORDEN ATT FYLLA 3D OCH 4S ORBITALER Arkiverad 31 december 2017 på Wayback Machine . chemguide.co.uk

Länkar

• Francis, Eden. Valenselektroner .

Ordböcker och uppslagsverk	Stor dansk Stor norsk Britannica (online)