Валентен електрон

Валентни електрони — електрони во надворешната обивка на еден атом и учествуваат во образувањето на хемиска врска ако надворешната обвивка не е затворена. Кај една ковалентна врска, заедничкиот пар е образуван од двата атома на врската, каде секој од нив учествува со по еден валентен електрон.
Присуството на валентни електрони ги одредува хемиските својства на елементот како неговата валентност (дали се врзува до други елементи), колку лесно и со колкав број. Така, реактивноста на дадениот елемент е мошне зависна од неговата електронска конфигурација. Кај елементите од главната група валентниот електрон може да постои само во надворешната електронска обвивка; кај преодните метали валентниот електрон може да биде во внатрешна обвивка.
Еден атом со затворена обвивка на валентни електрони (како што е конфигурацијата на благородните гасови) е хемиски инертен. Атомите со еден или два валентни електрона повеќе од затворената обвивка се високореактивни поради релативно ниска енергија на одземање на дополнителните валентни електрони при создавање на позитивен јон. Атомот со еден или два електрона помалку од затворената обвивка е реактивен поради неговата тенденција да ги прими отсутните валентни електрони и да образува негативен јон, или да ги сподели валентните електрони и да создаде ковалентна врска.
Слично на внатрешниот електрон, валентниот електрон е способен да впие или ослободи енергија во облик на фотон. Стекнатата енергија предизвикува преместување (скок) на електронот во надворешната обвивка; ова се нарекува атомско возбудување. Електронот може и да се ослободи од обвивката на неговиот атом; ова е јонизација која создава позитивен јон. Кога електронот ќе ослободи енергија (со што предизвикува оддавање на фотон), тогаш може да се премести во внатрешна обвивка која не е сосема пополнета.
1 Преглед
1.1 Електронска конфигурација
Електроните кои ја одредуваат валентноста (како атомот реагира) се оние со највисока енергија.
Кај елемент од главната група, валентните електрони се дефинираат како оние електрони сместени во електронска обвивка со најголем главен квантен број ''n''. Така, бројот на валентни електрони што може да го имаат на прост начин зависи од електронската конфигурација. На пример, електронската конфигурација на фосфорот (P) е 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>, па така има 5 валентни електрони (3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>), што значи највисока можна валентност на P од 5 како во молекулата PF<sub>5</sub>; оваа конфигурација обично се скратува како [Ne] 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>, каде [Ne] ги означува внатрешните електрони чија конфигурација е идентична со онаа на благородниот гас неон.
Меѓутоа, преодните елементи имаат (''n''−1)d енергетски нивоа кои енергетски се многу блиску до нивото ''n''. Така, за разлика од елементите од главната група, валентниот електрон на преоден метал се дефинира како електрон сместен вон внатрешноста на благородните гасови. Со тоа, d-електроните кај преодните метали се однесуваат како валентни електрони иако не се во надворешната обвивка. На пример, манганот (Mn) има конфигурација 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>; се скратува како [Ar] 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>, каде [Ar] ја означува внатрешната идентична на онаа на благородниот гас аргон. Во овој атом, 3d-електрон има енергија слична на онаа на 4s-електрон, а многу повисока од 3s- и 3p-електронот. Има можност за седум валентни електрони (4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>) вон аргоноликата внатрешност; ова одговара на фактот што манганот може да има оксидациска состојба до +7 (во перманганатниот јон: ). (Но самото поседување на тој број валентни електрони не значи дека мора постои таква оксидациска состојба. На пример, флуорот не се среќава оксидациска состојба +7; и иако најголемиот можен број на валентни електрони е 16 кај итербиумот и нобелиумот, не е позната состојба повисока од +9 за било кој елемент.)
Што е подесно елементот во секоја преоднометална низа, тоа пониска е енергијата во електронот на d-подобвивката и истиот има помалку валентни својства. Затоа, иако во принцип никеловиот атом има денес валентни електрони (4s<sup>2</sup> 3d<sup>8</sup>), неговата оксидациска состојба не надминува четири. Кај цинкот, 3d-подобвивката е пополнета кај сите познати соединенија, иако во некои соединенија придонесува кон валентниот појас. Similar patterns hold for the (''n''−2)f energy levels of inner transition metals.
1.2 Бројот на валентни електрони
Бројот на валентни електрони на еден елемент се одредува според групата (вертикален столб) во која е категоризиран. Кај групите 1–12, бројот на групата одговара на бројот на валентни електрони; кај групите 13–18, само последната цифра го изразува бројот на валентни електрони (хелиумот е единствен исклучок.)
, 1, 2, , 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18
1, H1, He2
2, Li1, Be2, B3, C4, N5, O6, F7, Ne8
3, Na1, Mg2, Al3, Si4, P5, S6, Cl7, Ar8
4, K1, Ca2, Sc3, Ti4, V5, Cr6, Mn7, Fe8, Co9, Ni10, Cu11, Zn12, Ga3, Ge4, As5, Se6, Br7, Kr8
5, Rb1, Sr2, Y3, Zr4, Nb5, Mo6, Tc7, Ru8, Rh9, Pd10, Ag11, Cd12, In3, Sn4, Sb5, Te6, I7, Xe8
6, Cs1, Ba2, La3, Ce4, Pr5, Nd6, Pm7, Sm8, Eu9, Gd10, Tb11, Dy12, Ho13, Er14, Tm15, Yb16, Lu3, Hf4, Ta5, W6, Re7, Os8, Ir9, Pt10, Au11, Hg12, Tl3, Pb4, Bi5, Po6, At7, Rn8
7, Fr1, Ra2, Ac3, Th4, Pa5, U6, Np7, Pu8, Am9, Cm10, Bk11, Cf12, Es13, Fm14, Md15, No16, Lr3, Rf4, Db5, Sg6, Bh7, Hs8, Mt9, Ds10, Rg11, Cn12, Nh3, Fl4, Mc5, Lv6, Ts7, Og8
Хелиумот е исклучок: иако има конфигурација 1s<sup>2</sup> со два валентни електрона, а со тоа и извесни сличности со земноалкалните метали со нивните валентни конфигурации ''n''s<sup>2</sup>, неговата обвивка е сосем полна и затоа е многу инертен, па затоа седи во групата 18 заедно со благородните гасови.
2 Валентна обвивка
Валентната обвивка е збир од орбитали енергетски достапни за да прифатат електрони и да создадат хемиски врски.
Кај елементите од главата група, валентната обвивка се состои од ''n''s и ''n''p орбитали во надворешната електронска обвивка. Кај преодните метали орбиталите се непотполни (''n''−1)d-подобвивката е вклучена, а кај лантаноидите и актиноидите непотполни (''n''−2)f and (''n''−1)d подобвивки. Дадените орбитали можат да бидат во внатрешна обвивка и не сите соодветствуваат на истаата електронска обвивка или главен квантен број ''n'' во даден елемент, туку сите имаат слична енергија.
Вид на елемент Водород и хелиум s- и p-блок(главна група) d-блок(преодни метали) f-блок(лантаноиди и актиноиди)
Валентни орбитали
Броење, дуетно правило, октетно правило, 18-електронско, 32-електронско
По општо правило, елемент од главната група (освен вородород и хелиумот) реагира образувајќи електронска конфигурација s<sup>2</sup>p<sup>6</sup>. Оваа склоност е наречена октетно правило бидејќи секој сврзан атом има 8 валентни електрони вклучувајќи ги заедничките. Слично на тоа, преодниот метал тежнее да реагира образувајќи електронска конфигурација d<sup>10</sup>s<sup>2</sup>p<sup>6</sup>. Оваа склоност е наречена 18-електронско правило бидејќи секој сврзан атом има 18 валентни електрони вклучувајќи ги заедничките.
Тешките елементи од групата 2 како калциумот, стронциумот и бариумот можат да се служат и со (''n''−1)d-подобвивката, што им дава сличности со преодните метали.
3 Хемиски реакции
The number of валентни електрони in an atom governs its врзувачко поведение. Therefore, elements whose atoms have the same number of валентни електрони are often grouped together in периодниот систем of the elements, especially if they also have the same types of valence orbitals.
Најреактивниот вид на метален елемент е алкален метал од групата 1 (на пр. натриум или калиум); причината за ова е тоа што таквиот атом има само еден валенетен електрок. При образувањето на јонска врска, што ја дава неопходната енергија на јонизација, овој едновалентен електрон лесно се ослободува создавајќи позитивен јон (катјон) со затворена обвивка (на пр. Na<sup>+</sup> or K<sup>+</sup>). Земноалкален метал од групата 2 (на пр. магнезиум) е нешто малку реактивен бидејќи секој атом мора да ослободи два валентни електрона за да создаде позитивен јон со затворена обвивка (на пр. Mg<sup>2+</sup>).
Во секоја група (столб на периодниот систем) на метали, реактивноста се зголемува на секој понизок ред на табелата (од полесен кон потежок елемент) бидејќи потешкиот елемент има повеќе електронски обвивки од полесниот; валентните електрони на потешкиот елемент се наоѓаат во повисоки главни квантни броеви (подалеку се од атомското јадро, и затоа со повисоки потенцијални енергии, што значи дека е се толку цврсто сврзани).
Неметалните атоми привлекуваат дополнителни валентни електрони за да ја исполнат валентната обвивка; ова може да се постигне на два начина: атомот може да дели електрони со соседниот атом (ковалентна врска), или пак да одземе електрони од друг атом (јонска врска). Најреактивниот вид на неметален елемент е халоген (на пр. флуор (F) или хлор (Cl)). Таквиот атом ја има следнава електронска конфигурација: s<sup>2</sup>p<sup>5</sup>; тука треба само уште еден валентен електрон за да се образува затворена обвивка. За да се образува јонска врска, халогенскиот атом може да одземе електрон од друг атом за да создаде анјон (на пр. F<sup>−</sup>, Cl<sup>−</sup> итн.). За да образува ковалентна врска, еден електрон од халогенот и еден од друг атом образуваат заеднички пар (на пр. во молекулата H–F, линијата означува заеднички пар на валентни електрони, еден од H и еден од F).
Во секоја група на неметали реактивноста се намалува со секој подолен ред на периодниот исстем (од полесен кон потежок) бидејќи валентните електрони имааат последователно повисоки енергии и така последователно послабо врзани. Впрочем, кислородот (најлесниот елемент од групата 16) е најреактивниот неметал по флуорот, иако не е халоген, бидејќи валентните обвивки на потешките халогени имаат повисоки главни квантни броеви.
Во прости случаи каде важи октетното правило, валентноста на еден атом е еднаква на бројот на примени, ослободени или споделени електрони за да образуваат стабилен октет. Меѓутоа, постојат многу молекули кои се исклучоци и чија валентност не е толку строго дефинирана.
4 Електрична спроводливост
Валентните електрони исто така е одговорни за сврзувањето на чистите хемиски елементи, и дали нивната електрична спроводливост има карактеристика на метал, полуспроводник или изолатор.
Металните елементи начелно имаат висока електрична спроводливост кога се во цврста состојба. Во секој ред на периодниот систем, металите стојат лево од неметаалите, и затоа металот има помалку можни валентни електрони од неметалот. Меѓутоа, валентниот електрон на еден метален атом има мала енергија на јонизација, и во цврста состојба овој валенетен електрон релативно слободно напушта еден атом за да се присоедини кон друг соседен атом. Оваа ситуација е одлика на метално сврзување. Таквиот „слободен“ електрон може да се премести под влијание на електрично поле, а неговото движење е електрична струја; тој е одговорен за електричната спроводливост на металот. Бакарот, алуминиумот, среброто и златото се примери за добра спроводливост.
Неметалниот елемент има ниска електрична спроводливост и се однесува како изолатор. Ваквите елементи стојат десно на периодниот систем, и имаат валентна обвивка која е барем половина пополнета (исклучок е борот). Енергијата на јонизација е голема; електронот не може лесно да го напушти атомот кога на него ќе се примени електричнои поле, и затоа може да спроведе само многу мало количество струја. Примери за цврсти елементни изолатори се дијамантот (алотроп на јаглерод) и сулфурот. Тие образуваат ковалентно сврзани структури, со ковалентни врски низ целата структура (на пр. кај дијамантот) или со поединечни ковалентни молекули со слаба привлечна сила меѓу нив меѓумолекулски сили (на пр. кај сулфурот). (Благородните гасови остануваат како единечни атоми, но и тие имаат меѓумолекулски привлечни сили кои се посилни надолу по групата: хелиумот врие на −269 °C, а радонот на само −61,7 °C.)
Изолатор може да биде и цврсто соединение со метали ако валентните електрони на металните атоми образуваат јонски врски. На пример, иако елементниот натриум е метал, цврстиот натриум хлорид е изолатор бидејќи валентниот електрон на натриумот се префрла на хлорот образувајќи јонска врска, па затоа електронот не може лесно да се преместува.
Полуспроводниците имаат електрина спроводливост која е некаде меѓу онаа на металите и неметалите; тие исто така се разликуваат од метали по тоа што нивната спроводливост се зголемува со температурата. Типични елементни полуспроводници се силициумот и германиумот, каде секој атом има по четири валентни електрони. Својствата на полуспроводниците најдобро се објаснуваат со теорија за појасите, како последица од мала енергетска празнина помеѓу валентен појас (кој ги содржи валентните електрони при апсолутна нула) и појас на спроводливост (чии валентни електрони се возбудуваат под дејство на топлинска енергија).