В химии и физике валентные электроны — это электроны на внешней оболочке атома , которые могут участвовать в образовании химической связи, если внешняя оболочка не закрыта. В одинарной ковалентной связи образуется общая пара, в которой оба атома в связи вносят по одному валентному электрону.
Наличие валентных электронов может определять химические свойства элемента , такие как его валентность — может ли он связываться с другими элементами, и если да, то насколько легко и со сколькими. Таким образом, реакционная способность данного элемента сильно зависит от его электронной конфигурации . Для элемента основной группы валентный электрон может существовать только во внешней электронной оболочке ; для переходного металла валентный электрон может также находиться во внутренней оболочке.
Атом с замкнутой оболочкой валентных электронов (соответствующей конфигурации благородного газа ) имеет тенденцию быть химически инертным . Атомы с одним или двумя валентными электронами больше, чем у замкнутой оболочки, обладают высокой реакционной способностью из-за относительно низкой энергии для удаления дополнительных валентных электронов с образованием положительного иона . Атом с одним или двумя электронами меньше, чем у замкнутой оболочки, обладает реакционной способностью из-за его тенденции либо получать недостающие валентные электроны и образовывать отрицательный ион, либо делиться валентными электронами и образовывать ковалентную связь.
Подобно основному электрону , валентный электрон обладает способностью поглощать или высвобождать энергию в форме фотона . Прирост энергии может заставить электрон переместиться (перескочить) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение . Или электрон может даже освободиться от оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая испускание фотона), он может переместиться на внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.
Электроны, определяющие валентность (то, как атом реагирует химически), обладают наибольшей энергией .
Для элемента основной группы валентные электроны определяются как электроны, находящиеся в электронной оболочке с наивысшим главным квантовым числом n . [1] Таким образом, число валентных электронов, которые он может иметь, зависит от электронной конфигурации простым образом. Например, электронная конфигурация фосфора (P) равна 1s22s22p63s23p3 , так что имеется 5 валентных электронов (3s23p3 ) , что соответствует максимальной валентности для P, равной 5, как в молекуле PF5 ; эта конфигурация обычно сокращается до [Ne] 3s23p3 , где [Ne] обозначает основные электроны , конфигурация которых идентична конфигурации благородного газа неона .
Однако переходные элементы имеют энергетические уровни ( n −1)d, которые очень близки по энергии к уровню n s . [2] Таким образом, в отличие от элементов основной группы, валентный электрон для переходного металла определяется как электрон, который находится вне ядра благородного газа. [3] Таким образом, как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные электроны, хотя они не находятся на самой внешней оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ; это сокращенно обозначается как [Ar] 4s 2 3d 5 , где [Ar] обозначает конфигурацию ядра, идентичную конфигурации благородного газа аргона . В этом атоме 3d-электрон имеет энергию, аналогичную энергии 4s-электрона, и намного выше, чем у 3s- или 3p-электрона. Фактически, за пределами аргоноподобного ядра, возможно, имеется семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ); это согласуется с химическим фактом, что марганец может иметь степень окисления вплоть до +7 (в перманганат- ионе: MnO−
4). (Но следует отметить, что само по себе наличие такого количества валентных электронов не означает, что будет существовать соответствующая степень окисления. Например, фтор не известен в степени окисления +7; и хотя максимальное известное число валентных электронов составляет 16 в иттербии и нобелии , ни для одного элемента не известна степень окисления выше +9.)
Чем правее в каждом ряду переходных металлов, тем ниже энергия электрона в подоболочке ad и тем меньше у такого электрона валентных свойств. Таким образом, хотя атом никеля имеет, в принципе, десять валентных электронов (4s 2 3d 8 ), его степень окисления никогда не превышает четырех. Для цинка подоболочка 3d является полной во всех известных соединениях, хотя она вносит вклад в валентную зону в некоторых соединениях. [4] Аналогичные закономерности справедливы для уровней энергии ( n −2)f внутренних переходных металлов.
Подсчет d-электронов является альтернативным инструментом для понимания химии переходного металла.
Число валентных электронов элемента можно определить по группе периодической таблицы (вертикальный столбец), в которой элемент классифицирован. В группах 1–12 номер группы соответствует числу валентных электронов; в группах 13–18 цифра единиц номера группы соответствует числу валентных электронов. (Гелий является единственным исключением.) [5]
Гелий является исключением: несмотря на то, что он имеет конфигурацию 1s2 с двумя валентными электронами и, таким образом, имеет некоторое сходство со щелочноземельными металлами с их валентными конфигурациями ns2 , его оболочка полностью заполнена, и поэтому он химически очень инертен и обычно помещается в 18-ю группу вместе с другими благородными газами.
Валентная оболочка — это набор орбиталей , которые энергетически доступны для принятия электронов с целью образования химических связей .
Для элементов главной группы валентная оболочка состоит из n s и n p орбиталей в самой внешней электронной оболочке . Для переходных металлов включены орбитали неполной ( n −1)d подоболочки, а для лантаноидов и актинидов неполной ( n −2)f и ( n −1)d подоболочки. Вовлеченные орбитали могут находиться во внутренней электронной оболочке и не все соответствуют одной и той же электронной оболочке или главному квантовому числу n в данном элементе, но все они находятся при схожих энергиях. [5]
Как правило, элемент основной группы (за исключением водорода или гелия) имеет тенденцию реагировать с образованием электронной конфигурации 2 p 6 . Эта тенденция называется правилом октета , потому что каждый связанный атом имеет 8 валентных электронов, включая общие электроны. Аналогично, переходный металл имеет тенденцию реагировать с образованием электронной конфигурации ad 10 s 2 p 6 . Эта тенденция называется правилом 18 электронов , потому что каждый связанный атом имеет 18 валентных электронов, включая общие электроны.
Тяжелые элементы 2-й группы кальций, стронций и барий также могут использовать подоболочку ( n −1)d, что придает им некоторое сходство с переходными металлами. [7] [8] [9]
Число валентных электронов в атоме определяет его связывающее поведение. Поэтому элементы, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов, часто группируются вместе в периодической таблице элементов, особенно если они также имеют одинаковые типы валентных орбиталей. [10]
Наиболее реактивным видом металлического элемента является щелочной металл группы 1 (например, натрий или калий ); это происходит потому, что такой атом имеет только один валентный электрон. Во время образования ионной связи , которая обеспечивает необходимую энергию ионизации , этот один валентный электрон легко теряется, образуя положительный ион (катион) с закрытой оболочкой (например, Na + или K + ). Щелочноземельный металл группы 2 (например, магний ) несколько менее реактивен, потому что каждый атом должен потерять два валентных электрона, чтобы образовать положительный ион с закрытой оболочкой (например, Mg 2+ ). [ необходима цитата ]
В каждой группе (каждом столбце периодической таблицы) металлов реакционная способность увеличивается с каждым нижним рядом таблицы (от легкого элемента к более тяжелому), поскольку более тяжелый элемент имеет больше электронных оболочек, чем более легкий элемент; валентные электроны более тяжелого элемента существуют при более высоких главных квантовых числах (они находятся дальше от ядра атома и, таким образом, имеют более высокие потенциальные энергии, что означает, что они менее прочно связаны). [ необходима цитата ]
Атом неметалла имеет тенденцию притягивать дополнительные валентные электроны для достижения полной валентной оболочки; это может быть достигнуто одним из двух способов: атом может либо делиться электронами с соседним атомом ( ковалентная связь ), либо он может удалять электроны из другого атома ( ионная связь ). Наиболее реакционноспособным видом неметаллического элемента является галоген (например, фтор (F) или хлор (Cl)). Такой атом имеет следующую электронную конфигурацию: s 2 p 5 ; для этого требуется только один дополнительный валентный электрон для образования замкнутой оболочки. Чтобы образовать ионную связь, атом галогена может удалить электрон из другого атома, чтобы образовать анион (например, F − , Cl − , и т. д.). Чтобы образовать ковалентную связь, один электрон из галогена и один электрон из другого атома образуют общую пару (например, в молекуле H–F линия представляет собой общую пару валентных электронов, один из H и один из F). [ необходима цитата ]
В каждой группе неметаллов реакционная способность уменьшается с каждым нижним рядом таблицы (от легкого элемента к тяжелому) в периодической таблице, поскольку валентные электроны находятся при все более высоких энергиях и, таким образом, все менее прочно связаны. Фактически, кислород (самый легкий элемент в группе 16) является наиболее реакционноспособным неметаллом после фтора, хотя он и не является галогеном, поскольку валентные оболочки более тяжелых галогенов находятся при более высоких главных квантовых числах.
В этих простых случаях, когда правило октета соблюдается, валентность атома равна числу электронов, полученных, потерянных или разделенных для формирования стабильного октета. Однако есть также много молекул, которые являются исключениями , и для которых валентность менее четко определена.
Валентные электроны также отвечают за связь в чистых химических элементах, а также за то, является ли их электропроводность характерной для металлов, полупроводников или изоляторов.
МеталлическийСетевая ковалентнаяМолекулярно -ковалентнаяОтдельные атомыНеизвестныйЦвет фона показывает связь простых веществ в периодической таблице . Если их несколько, рассматривается наиболее устойчивый аллотроп.
Металлические элементы, как правило, обладают высокой электропроводностью в твердом состоянии. В каждой строке периодической таблицы металлы располагаются слева от неметаллов, и, таким образом, металл имеет меньше возможных валентных электронов, чем неметалл. Однако валентный электрон атома металла имеет небольшую энергию ионизации , и в твердом состоянии этот валентный электрон относительно свободен покидать один атом, чтобы соединиться с другим соседним. Такая ситуация характеризует металлическую связь . Такой «свободный» электрон может перемещаться под воздействием электрического поля , и его движение представляет собой электрический ток ; он отвечает за электропроводность металла. Медь , алюминий , серебро и золото являются примерами хороших проводников.
Неметаллический элемент имеет низкую электропроводность; он действует как изолятор . Такой элемент находится в правой части периодической таблицы, и его валентная оболочка заполнена как минимум наполовину (исключением является бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может легко покинуть атом при приложении электрического поля, и, таким образом , такой элемент может проводить только очень слабые электрические токи. Примерами твердых элементарных изоляторов являются алмаз ( аллотроп углерода ) и сера . Они образуют ковалентно связанные структуры, либо с ковалентными связями, простирающимися по всей структуре (как в алмазе), либо с отдельными ковалентными молекулами, слабо притягивающимися друг к другу межмолекулярными силами (как в сере). ( Благородные газы остаются в виде отдельных атомов, но они также испытывают межмолекулярные силы притяжения, которые усиливаются по мере понижения группы: гелий кипит при -269 °C, а радон кипит при -61,7 °C.)
Твердое соединение, содержащее металлы, также может быть изолятором, если валентные электроны атомов металла используются для образования ионных связей . Например, хотя элементарный натрий является металлом, твердый хлорид натрия является изолятором, поскольку валентный электрон натрия передается хлору для образования ионной связи, и, таким образом, этот электрон не может быть легко перемещен.
Полупроводник имеет промежуточную электропроводность между электропроводностью металла и неметалла; полупроводник также отличается от металла тем, что электропроводность полупроводника увеличивается с температурой . Типичными элементарными полупроводниками являются кремний и германий , каждый атом которых имеет четыре валентных электрона. Свойства полупроводников лучше всего объясняются с помощью зонной теории , как следствие небольшой энергетической щели между валентной зоной (которая содержит валентные электроны при абсолютном нуле) и зоной проводимости (в которую валентные электроны возбуждаются тепловой энергией).