คำถาม: แวเลนซ์อิเล็กตรอน คืออะไร?

ข้อความที่เกี่ยวข้อง:
text: เวเลนซ์อิเล็กตรอน () คือ อิเล็กตรอนในอะตอมที่สามารถมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะเคมี สำหรับธาตุหมู่หลัก เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเป็นอิเล็กตรอนในวงนอกสุด (outermost shall) เท่านั้น ส่วนโลหะแทรนซิชัน เวเลนซ์อิเล็กตรอนสามารถเป็นอิเล็กตรอนในวงใน (inner shell) ได้
title: เวเลนซ์อิเล็กตรอน

ข้อความอื่น ๆ ที่เกี่ยวข้องกับหัวข้อ:
text: ตัวอย่างเช่น โซเดียม มีวาเลนซ์อิเล็กตรอน 1 ตัว ในชั้นอิเล็กตรอนนอกสุด ดังนั้น ในรูปที่เป็นไอออน จึงมักจะพบในรูปที่สูญเสียอิเล็กตรอน 1 ตัว นั่นคือ Na ส่วนอีกฝากหนึ่งของตารางธาตุ คลอรีนนั้นมีวาเลนซ์อิเล็กตรอน 7 ตัว ดังนั้น รูปไอออนของมันที่พบทั่วไป จึงรับอิเล็กตรอนไว้ 1 ตัว นั่นคือ Cl สำหรับธาตุแฟรนเซียมนั้นมีพลังงานในการสร้างไอออนต่ำที่สุดในบรรดาธาตุทั้งหมด ส่วนฟลูออรีนนั้นมีพลังงานมากที่สุดในมิติควันตัม ซึ่งเป็นที่อยู่ของสสารที่มีโมเลกุลเล็กกว่าอะตอม,โปรตรอน,นิวตรอนและอิเล็กตรอน
title: ไอออน

text: สารประกอบแฮไลด์ของโลหะแอลคาไลเอิร์ทที่เป็นธาตุหนัก (ได้แก่ แคลเซียม สตรอนเชียม แบเรียม และเรเดียม) นั้นไม่ได้มีโครงสร้างเป็นรูปเส้นตรงตามที่ทฤษฎีนี้ได้อธิบายไว้ แต่กลับมีรูปร่างเป็นมุมงอ ดังนี้
กิลเลสพายเสนอว่าน่าจะเกิดจากแรงกระทำระหว่างอิเล็กตรอนภายในอะตอม ก่อให้เกิดการโพลาไรเซชันจนทำให้รูปร่างของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนชั้นในไม่ได้สมมาตรเป็นทรงกลม ซึ่งส่งผลต่อโครงสร้างโมเลกุล
title: ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงเวเลนซ์

text: วงโคจรอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดของอะตอมในสภาวะที่ไม่ได้รวมกัน รู้จักกันในชื่อว่า วงโคจรเวเลนซ์ อิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรนี้จะเรียกชื่อว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน จำนวนของเวเลนซ์อิเล็กตรอนหาได้จากพฤติกรรมของแรงยึดเหนี่ยวกับอะตอมอื่น ๆ เพราะอะตอมมีแนวโน้มจะเกิดปฏิกิริยาทางเคมีกับอะตอมอื่น ๆ ในลักษณะที่คอยเติมเต็ม (หรือทำให้ว่าง) วงโคจรเวเลนซ์ชั้นนอกสุด ตัวอย่างเช่น การเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนเดี่ยวระหว่างอะตอมเป็นการประมาณการที่มีประโยชน์สำหรับพันธะที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีอิเล็กตรอนในวงโคจรเกินมา 1 ตัว กับอีกอะตอมหนึ่งที่ขาดอิเล็กตรอนในวงโคจรไป 1 ตัว ซึ่งเป็นสิ่งที่เกิดขึ้นในสารประกอบโซเดียมคลอไรด์ และเกลือไอออนทางเคมีอื่น ๆ อย่างไรก็ดี ธาตุหลายชนิดปรากฏว่ามีเวเลนซ์หลายตัว หรือมีแนวโน้มที่จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในสารประกอบที่แตกต่างกันเป็นจำนวนไม่เท่ากัน ดังนั้นพันธะเคมีระหว่างธาตุเหล่านี้จึงทำให้เกิดการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนหลายรูปแบบซึ่งมีการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนมากกว่า 1 ตัว ตัวอย่างเหล่านี้รวมไปถึงธาตุคาร์บอนและสารประกอบอินทรีย์อื่น ๆ
title: อะตอม

text: โมเลกุลที่มีลักษณะเป็น AXE บางชนิดเช่นไอออนลบของ Te(IV)และ Bi(III) ได้แก่ TeCl, TeBr, BiCl, BiBr และ BiI, มีรูปร่างเป็นรูปทรงแปดหน้าปรกติและอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนั้นก็ไม่ได้มีผลต่อโครงสร้างของโมเลกุลเลย เหตุผลหนึ่งที่อาจจะนำไปอธิบายได้คือ ความหนาแน่นของอะตอมที่เข้ามาล้อมรอบนั้นไม่สามารถมีช่องให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวส่งแรงกระทำได้เลย เหตุผลอีกประการที่น่าจะเป็นไปได้คือเกิดจากปรากฏการณ์คู่อิเล็กตรอนเฉื่อย ()
title: ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงเวเลนซ์

text: สารประกอบของธาตุเหล่านี้ไม่สามารถอธิบายโครงสร้างทางเคมีด้วยทฤษฎีนี้ได้เนื่องจากเกิดแรงกระทำจากอิเล็กตรอนใน d-ออร์บิทัลของอะตอมกลาง โครงสร้างของสารประกอบเหล่านี้รวมทั้งโลหะไฮไดรด์และโลหะแอลคิล เช่น เฮกซะเมทิลทังสเตน สามารถทำนายได้ถูกต้องด้วยการใช้ทฤษฎีพันธะวาเลนซ์ ซึ่งอ้างถึงการไฮบริไดเซชัน และแบบจำลอง หรืออีกวิธีหนึ่งคือการใช้ทฤษฎีสนามผลึกเพื่อทำนายโครงสร้างของโมเลกุลของสารประกอบเหล่านี้
title: ทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนวงเวเลนซ์

text: สถานะออกซิเดชันนั้นพิจารณาการสูญเสียหรือได้รับอิเล็กตรอนเมื่ออะตอมเกิดพันธะเคมี โดยพิจารณาประจุได้จากการประมาณแบบไอออนิก (ionic apprximation) ซึ่งพิจารณาการมีส่วนร่วมของแต่ละอะตอมในออร์บิทัลเชิงโมเลกุล (MO) หรือพิจารณาได้จากค่าอิเล็กโตรเนกาทิวิตีแบบอัลเลน (Allen's electronegativity) ซึ่งสถานะออกซิเดชันของอะตอมอาจจะมีค่าเป็นบวกหรือลบ และอาจเป็นจำนวนเต็มหรือไม่ก็ได้ ในขณะที่เวเลนซ์เป็นค่าจำนวนเต็มบวกเท่านั้น
title: เวเลนซ์

text: พลังงานไอออไนเซชัน (, IE) คือค่าพลังงาน ที่ใช้ในการดึงให้อิเล็กตรอนวงนอกสุด (เวเลนซ์อิเล็กตรอน) หลุดออกจากอะตอมหรือโมเลกุลที่อยู่ในสถานะก๊าซปริมาณพลังงานที่น้อยที่สุดที่สามารถทำให้อะตอมหรือโมเลกุลปลดปล่อยอิเล็กตรอน ค่าพลังงานไอออไนเซชันจะบ่งบอกว่าอะตอมหรือไอออนนั้นสามารถเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายหรือยาก หรือในอีกมุมหนึ่งเป็นการบ่งบอกระดับพลังงานของอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมหรือไอออนนั้นว่ามีความเสถียรมากเพียงใด โดยทั่วไปค่าพลังงานไอออไนเซชันจะมีค่าเพิ่มขึ้นเมื่อพยายามที่จะทำให้อิเล็กตรอนตัวต่อไปถูกปลดปล่อยออกมา เนื่องจากการผลักกันของประจุอิเล็กตรอนมีค่าลดลงและการกำบังของอิเล็กตรอนชั้นวงในมีค่าลดลง ซึ่งทำให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนมีค่ามาขึ้น อย่างไรก็ตามค่าที่เพิ่มขึ้นอาจไม่เพิ่มเท่าที่ควรจะเป็นในกรณีที่เมื่อปลดปล่อยอิเล็กตรอนตัวนั้นแล้วส่งผลให้เกิดการบรรจุเต็มหรือการบรรจุครึ่งในระดับชั้นพลังงาน เนื่องจากทั้งสองกรณีมีเสถียรภาพเป็นพิเศษ
title: พลังงานไอออไนเซชัน

text: อโลหะมีโครงสร้างซึ่งแต่ละอะตอมปกติก่อ (8 − N) พันธะกับอะตอมเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด (8 − N) อะตอม โดยที่ N เป็นจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน (อิเล็กตรอนวงนอกสุด) ฉะนั้น แต่ละอะตอมจึงสามารถเติมเปลือกอิเล็กตรอนให้เต็มและมีโครงแบบแก๊สมีตระกูลที่เสถียร ข้อยกเว้นของกฎ (8 − N) คือ ไฮโดรเจน (ซึ่งต้องการพันธะเดียวเพื่อเติมเปลือกอิเล็กตรอนให้เต็ม) คาร์บอน ไนโตรเจนและออกซิเจน อะตอมของสามธาตุหลังนี้เล็กพอที่สามารถก่อโครงสร้างพันธะอื่น (ที่เสถียรกว่า) ได้ โดยมีอะตอมเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดน้อยกว่า ฉะนั้น คาร์บอนจึงสามารถก่อโครงสร้างกราฟีนเป็นชั้นได้ และไนโตรเจนและออกซิเจนสามารถก่อโมเลกุลสองอะตอมโดยมีพันธะสามและพันธะคู่ตามลำดับ ธาตุอโลหะที่มิใช่แก๊สมีตระกูลที่มีขนาดใหญ่กว่าที่เหลือทำให้ไม่ค่อยสามารถก่อหลายพันธะได้ แต่ต้องก่อสองพันธะหรือพันธะเดียวกับอะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปแทน ตัวอย่างเช่น กำมะถัน ก่อโมเลกุลแปดอะตอมซึ่งมีการจัดเรียงอะตอมเป็นวงแหวน โดยแต่ละอะตอมก่อสองพันธะเดี่ยวกับอะตอมอื่น
title: อโลหะ

text: อิเล็กโทรเนกาติวิตีเป็นแรงดึงดูดของอะตอมที่ใช้ดึงอิเล็กตรอนเข้ามา อิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมอะตอมหนึ่ง เป็นผลมาจากเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น และระยะห่างจากนิวเคลียสถึงวาเลนซ์อิเล็กตรอน ยิ่งมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีมากเท่าไร ความสามารถที่จะดึงดูดอิเล็กตรอนก็มากขึ้นเท่านั้น แนวคิดถูกเสนอครั้งแรกโดยไลนัส พอลลิง ใน พ.ศ. 2475 โดยทั่วไป อิเล็กโทรเนกาติวิตีจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาตามคาบ และลดลงจากบนลงล่างตามหมู่ เพราะเหตุนี้ ฟลูออรีนจึงเป็นธาตุที่มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด และซีเซียมมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีน้อยที่สุด อย่างน้อยธาตุเหล่านั้นก็ยังมีข้อมูลที่สามารถใช้ยืนยันได้
title: ตารางธาตุ