Valenselektron

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 22. oktober 2022; verifikation kræver 1 redigering .

I kemi kaldes valenselektroner elektroner placeret på den ydre (yderste) skal af et atom . Valenselektroner bestemmer opførselen af ​​et kemisk element i kemiske reaktioner , det vil sige, de deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding og fuldender det elektroniske lag af atomerne involveret i det. Jo færre valenselektroner et grundstof har, jo lettere giver det disse elektroner (viser et reduktionsmiddels egenskaber ) i reaktioner med andre grundstoffer. Og omvendt, jo flere valenselektroner der er indeholdt i et atom af et kemisk grundstof, jo lettere optager det elektroner (viser egenskaberne af et oxidationsmiddel) i kemiske reaktioner, alt andet lige. Fuldt fyldte ydre elektronskaller har inerte gasser, der udviser minimal kemisk aktivitet. Periodiciteten af ​​at fylde den ydre elektronskal med elektroner bestemmer den periodiske ændring i de kemiske egenskaber af grundstofferne i det periodiske system .

Et atom med en lukket skal valenselektroner (svarende til elektronkonfigurationen s 2 p 6 ) har tendens til at være kemisk inert . Atomer med en eller to flere valenselektroner end den lukkede skal har en større evne til at indgå i kemiske reaktioner på grund af den relativt lille energi, der kræves for at fjerne overskydende valenselektroner for at danne en positiv ion . Atomer, der har en eller to valenselektroner mindre end den lukkede skal, indgår i reaktioner på grund af egenskaben til at erhverve de manglende valenselektroner og danne en negativ ion eller danne en kovalent binding .

Som en elektron i en indre skal har en valenselektron evnen til at absorbere eller frigive energi i form af en foton . At få energi kan få elektronen til at bevæge sig mod den ydre skal; dette fænomen er kendt som excitation . I dette tilfælde, hvis elektronen modtager tilstrækkelig energi til at overvinde potentialbarrieren , svarende til ioniseringspotentialet , forlader den atomet og danner dermed en positiv ion. I det tilfælde, hvor elektronen mister energi (som forårsager emission af en foton), kan den bevæge sig ind i den indre skal, som ikke er helt optaget.

Valensenerginiveauerne svarer til de vigtigste kvantetal (n = 1, 2, 3, 4, 5...) eller er mærket alfabetisk med de bogstaver, der bruges i røntgennotationen af ​​atomorbitaler (K, L, M,...) .

Antal valenselektroner

Antallet af valenselektroner (maksimal valens ) er lig med antallet af gruppen i Mendeleevs periodiske system, hvori det kemiske grundstof er placeret (undtagen sideundergrupper). Med undtagelse af gruppe 3-12 ( overgangsmetaller ) angiver cifferet i gruppenummeret, hvor mange valenselektroner, der er forbundet med det neutrale atom i grundstoffet, der er anført i den kolonne.

Grupper	Antal valenselektroner
Gruppe 1 (I) ( alkalimetaller )	en
Gruppe 2 (II) ( jordalkalimetaller )	2
Gruppe 3-12 ( overgangsmetaller )	3-12 [1]
Gruppe 13 (III) ( bor undergruppe )	3
Gruppe 14(IV) ( kulstofundergruppe )	fire
Gruppe 15(V) ( nitrogenundergruppe (pnictogens))	5
Gruppe 16(VI) ( kalkogener )	6
Gruppe 17(VII) ( halogener )	7
Gruppe 18 (VIII eller 0) ( inerte gasser )	8 [2] (2 for helium )

Elektroniske konfigurationer

Den kemiske reaktion af et atom bestemmes af elektronerne placeret i den største afstand fra atomkernen, det vil sige, at de har den største energi.

For hovedgruppeelementer defineres valenselektroner som de elektroner, der er i elektronskallen med det største hovedkvantetal n [3] . Således afhænger antallet af valenselektroner et kemisk grundstof kan have af elektronkonfigurationen . For eksempel er elektronkonfigurationen af ​​phosphor (P) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , så der er 5 valenselektroner (3s 2 3p 3 ), svarende til en maksimal valens for P på 5, som i en PF 5 molekyler .

Overgangsmetaller har til gengæld (n−1)d delvist fyldte energiniveauer, som energimæssigt er meget tæt på ns-niveauet [4] . Derfor opfører d-elektroner i overgangsmetaller sig som regel som valenselektroner, selvom de ikke er i valensskallen. For eksempel har mangan (Mn) konfigurationen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . I dette atom har 3d-elektronen en energi svarende til den for 4s-elektronen og meget større end en 3s- eller 3p-elektron. Det er således teoretisk muligt for mangan at have syv valenselektroner (4s 2 3d 5 ), og det stemmer overens med, at mangan kan have en oxidationstilstand på op til +7 (i permanganationen MnO 4 − ).

I hver række af overgangsmetaller, når du bevæger dig til højre, falder energien af ​​en elektron i d-skallen, og jo mindre en sådan elektron har egenskaberne som en valenselektron. Selvom et nikkelatom i princippet har ti valenselektroner (4s 2 3d 8 ), overstiger dets oxidationstilstand aldrig fire. For zink er 3d-skallen komplet, så dens d-elektroner udviser ikke valensegenskaber.

Da antallet af valenselektroner, der faktisk vil indgå i en kemisk reaktion, er vanskeligt at forudsige i overgangsmetaller, er begrebet valenselektron mindre nyttigt for et overgangsmetal end for et hovedgruppeelement.

Kemiske reaktioner

Antallet af elektroner i den ydre valensskal af et atom bestemmer dets adfærd i kemiske bindinger . Derfor er grundstoffer, hvis atomer kan have det samme antal valenselektroner, grupperet i grundstoffernes periodiske system. Generelt har et hovedgruppeelement (bortset fra brint eller helium ) en tendens til at reagere for at danne en lukket skal svarende til s2p6 - elektronkonfigurationen . Denne tendens kaldes oktetreglen , fordi hvert bundet atom har otte valenselektroner, inklusive delte elektroner.

De metaller, der er mest aktivt involveret i kemiske reaktioner, er gruppe 1 alkalimetaller (f.eks. natrium eller kalium ); dette skyldes, at sådanne atomer kun har én valenselektron, og under dannelsen af ​​en ionbinding, som giver den nødvendige ioniseringsenergi, går denne ene valenselektron let tabt og danner en positiv ion ( kation ) med en lukket skal (f.eks. Na + eller K + ). Et gruppe 2- jordalkalimetal (såsom magnesium ) er noget mindre reaktivt, fordi hvert atom skal miste to valenselektroner for at danne en positiv ion med lukket skal (såsom Mg 2+ ).

I hver gruppe (hver kolonne i det periodiske system) af metaller stiger reaktiviteten fra top til bund (fra lette grundstoffer til tunge), fordi det tungere grundstof har flere elektronskaller end det lettere grundstof; det tungere grundstofs valenselektroner eksisterer ved højere principielle kvantetal (de er længere væk fra atomkernen og har derfor højere potentielle energier, hvilket betyder, at de er mindre tæt bundet).

Ikke- metalatomer har tendens til at tiltrække ekstra valenselektroner for at danne en komplet valensskal; dette kan opnås på en af ​​to måder: et atom kan enten dele elektroner med et naboatom ( kovalent binding ) eller trække elektroner fra et andet atom ( ionbinding ). De mest reaktive ikke-metaller er halogener (f.eks. fluor (F) eller klor (Cl)). Halogenatomer har den elektroniske konfiguration s 2 p 5 ; dette kræver kun en ekstra valenselektron for at danne en lukket skal. For at danne en ionbinding kan et halogenatom trække en elektron fra et andet atom for at danne en anion (f.eks. F− , Cl− osv .). For at danne en kovalent binding danner en elektron fra et halogen og en elektron fra et andet atom et fælles par (for eksempel i H-F-molekylet repræsenterer skallen et fælles par valenselektroner - en fra et brintatom og en fra et fluor. atom).

Inden for hver gruppe af ikke-metaller falder reaktiviteten i det periodiske system fra top til bund (fra lette til tunge grundstoffer), da valenselektronerne har højere og højere energier og derfor er mindre og mindre tæt bundet. Faktisk er oxygen (det letteste grundstof i gruppe 16) det mest reaktive ikke-metal efter fluor, selvom det ikke er et halogen, fordi dets valensskal har et lavere hovedkvantetal.

I disse simple tilfælde, hvor oktetreglen følges, er valensen af ​​et atom lig med antallet af elektroner, der er opnået, tabt eller delt for at danne en stabil oktet. Der er dog mange molekyler, der er undtagelser, og for hvilke valensen er mindre klart defineret.

Elektrisk ledningsevne

Valenselektroner er også ansvarlige for elementets elektriske ledningsevne ; afhængigt af værdien af ​​denne egenskab kan et element klassificeres som et metal , et ikke -metal eller en halvleder (eller metalloid).

Metaller har normalt høj elektrisk ledningsevne i fast tilstand . I hver række af det periodiske system er metaller placeret til venstre for ikke-metaller, henholdsvis metalatomer har færre mulige valenselektroner end ikke-metalatomer. Valenselektronen i et metalatom har imidlertid en lav ioniseringsenergi , og i fast tilstand forlader denne valenselektron atomet relativt frit for at binde sig til et andet nærliggende atom. En sådan "fri" elektron kan bevæge sig under påvirkning af et elektrisk felt , og dens bevægelse er en elektrisk strøm ; denne elektron er ansvarlig for metallets elektriske ledningsevne. Eksempler på gode ledere er metaller som kobber , aluminium , sølv og guld .

Ikke-metaller har lav elektrisk ledningsevne og fungerer som isolatorer . Disse grundstoffer er på højre side af det periodiske system, og deres atomer har en valensskal, der er mindst halvfuld (undtagelsen er bor ). Borets ioniseringsenergi er høj; en elektron kan ikke uden videre forlade et atom, når der påføres et elektrisk felt, og derfor kan grundstoffet kun lede en meget lille elektrisk strøm. Eksempler på solide isolatorer er diamant ( en allotrop af kulstof) og svovl .

En fast forbindelse, der indeholder metaller, kan også være en isolator, hvis metalatomernes valenselektroner bruges til at danne ionbindinger . For eksempel, selvom natrium er et metal, er fast natriumchlorid en isolator, fordi natriums valenselektron overføres til klor for at danne en ionbinding, og derfor kan denne elektron ikke bevæge sig let.

En halvleder har en elektrisk ledningsevne, der ligger mellem den for et metal og et ikke-metal; En halvleder adskiller sig også fra et metal ved, at den elektriske ledningsevne af en halvleder stiger med temperaturen. Typiske halvledere er silicium og germanium , som hver har fire valenselektroner. Halvlederes egenskaber forklares bedst ved brug af båndteori , som en konsekvens af det lille energigab mellem valensbåndet (som indeholder valenselektroner ved det absolutte nulpunkt) og ledningsbåndet (hvortil valenselektroner flyttes af termisk energi).

Noter

1. ↑ Består af ns og (n-1) d elektroner. Alternativt bruges antallet af elektroner d .
2. ↑ Bortset fra helium , som kun har to valenselektroner.
3. ↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Sild, F. Geoffrey. Generel kemi: principper og moderne anvendelser  (engelsk) . — 8. - Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall , 2002. - S.  339 . — ISBN 978-0-13-014329-7 .
4. ↑ RÆKKEN FOR FYLDNING AF 3D OG 4S ORBITALER Arkiveret 31. december 2017 på Wayback Machine . chemguide.co.uk

Links

• Francis, Eden. Valenselektroner .

Ordbøger og encyklopædier	Flot dansk Fantastisk norsk Britannica (online)