В химии и физике валентные электроны — это электроны во 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 вклад в один валентный электрон.
Наличие валентных электронов может определять химические свойства элемента , например, его валентность — может ли он связываться с другими элементами, и если да, то насколько легко и с каким количеством. 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 также может 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 закрытая оболочка, обладают высокой реакционной способностью из-за относительно низкой энергии , необходимой для удаления дополнительных валентных электронов с образованием положительного иона . Атом, у которого на один или два электрона меньше, чем в замкнутой оболочке, является реакционноспособным из-за его тенденции либо получить недостающие валентные электроны и образовать отрицательный ион, либо разделить валентные электроны и образовать ковалентную связь.
Подобно остовному электрону , валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в форме фотона . Прирост энергии может заставить электрон переместиться (прыгнуть) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение . Или электрон может даже вырваться из 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, которые определяют валентность – то, как атом реагирует химически – имеют самую высокую энергию .
Для элемента основной группы валентные электроны определяются как электроны, находящиеся в электронной оболочке с наивысшим главным квантовым числом n . [1] Таким образом, количество валентных электронов, которые он может иметь, простым образом зависит от электронной конфигурации . Например, электронная конфигурация фосфора (P) равна 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , так что имеется 5 валентных электронов (3s 2 3p 3 ), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5, как в молекуле PF . 5 ; эта конфигурация обычно сокращается до [Ne] 3s 2 3p 3 , где [Ne] означает основные электроны, конфигурация которых идентична конфигурации благородного газа неона .
Однако переходные элементы имеют ( n −1)d энергетические уровни, очень близкие по энергии к уровню n s . [2] Таким образом, в отличие от элементов основной группы, валентный электрон переходного металла определяется как электрон, который находится за пределами ядра благородного газа. [3] Таким образом, обычно d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные электроны, хотя они не находятся во 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, подобную энергии 4s-электрона, и значительно выше, чем у 3s- или 3p-электрона. Фактически, за пределами аргоноподобного ядра возможно семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ); это согласуется с химическим фактом, что марганец может иметь степень окисления до +7 (в перманганат- ионе: MnO−
4). (Но обратите внимание, что просто наличие такого количества валентных электронов не означает, что соответствующая степень окисления будет существовать. Например, фтор не известен в степени окисления +7; и хотя максимальное известное количество 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 меньше энергия электрона в подоболочке и тем меньше у такого электрона валентных свойств. Таким образом, хотя атом никеля в принципе имеет десять валентных электронов (4s 2 3d 8 ), степень его окисления никогда не превышает четырех. Для цинка подоболочка 3d является полной во всех известных соединениях, хотя в некоторых соединениях она вносит вклад в валентную зону. [4] Аналогичная закономерность сохраняется и для энергетических уровней ( n −2)f внутренних переходных металлов.
Подсчет d-электронов — альтернативный инструмент для понимания химии переходного металла.
Количество валентных электронов элемента можно определить по группе таблицы Менделеева (вертикальный столбец), к которой относится элемент. 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 1s 2 с двумя валентными электронами и, таким образом, имеет некоторое сходство с щелочноземельными металлами с их валентными конфигурациями ns 2 , его оболочка полностью заполнена и, следовательно, химически очень инертен и обычно помещается в группе 18 с другими благородными газами.
Валентная оболочка — это совокупность орбиталей , энергетически доступных для принятия электронов для образования химических связей .
Для элементов основной группы валентная оболочка состоит из ns- и np -орбиталей на внешней электронной оболочке . Для переходных металлов включены орбитали неполной ( n -1)d подоболочки, а для лантаноидов и актиноидов неполные ( n -2)f и ( n -1)d подоболочки. Используемые 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 имеют одинаковые энергии. [5]
Как правило, элемент основной группы (кроме водорода или гелия) имеет тенденцию реагировать с образованием электронной конфигурации 2 p 6 . Эта тенденция называется правилом октета , поскольку каждый связанный атом имеет 8 валентных электронов, включая общие электроны. Точно так же переходный металл имеет тенденцию реагировать с образованием электронной конфигурации ad 10 s 2 p 6 . Эта тенденция называется правилом 18 электронов , поскольку 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]
Количество валентных электронов в атоме определяет его связывающее поведение. Поэтому элементы, атомы которых имеют одинаковое количество валентных электронов, часто группируются в периодической таблице элементов, особенно если они также имеют одинаковые типы валентных орбиталей. [10]
Наиболее реакционноспособным металлическим элементом является щелочной металл 1-й группы (например, натрий или калий ); это потому, что такой атом имеет только один валентный электрон. При образовании ионной связи , обеспечивающей необходимую энергию ионизации , этот один валентный электрон легко теряется с образованием положительного иона (катиона) с замкнутой оболочкой (например, Na + или K + ). Щелочноземельный металл 2-й группы (например, магний ) несколько менее реакционноспособен, поскольку каждый атом должен потерять два валентных электрона, чтобы образовать положительный ион с замкнутой оболочкой (например, Mg 2+ ). [ нужна цитата ]
Внутри каждой группы (каждого столбца таблицы Менделеева) металлов реакционная способность увеличивается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к более тяжелому), поскольку более тяжелый элемент имеет больше электронных оболочек, чем более легкий; валентные электроны более тяжелого элемента существуют с более высокими главными квантовыми числами (они находятся дальше от ядра атома и, следовательно, имеют более высокие потенциальные энергии, что означает, что они менее прочно связаны). [ нужна цитата ]
Атом неметалла имеет тенденцию притягивать дополнительные валентные электроны, чтобы достичь полной валентной оболочки; Этого можно достичь одним из двух способов: атом может либо делиться электронами с соседним атомом ( ковалентная связь ), либо отбирать электроны у другого атома ( ионная связь ). Наиболее реакционноспособным неметаллическим элементом является галоген (например, фтор (F) или хлор (Cl)). Такой атом имеет следующую электронную конфигурацию: s 2 p 5 ; для образования замкнутой оболочки требуется только один дополнительный валентный электрон. Чтобы образовать ионную связь, атом галогена может отобрать электрон у другого атома, чтобы образовать анион (например, F - , Cl - и т. д.). Для образования ковалентной связи один электрон галогена и один электрон другого атома образуют общую пару (например, в молекуле H–F линия представляет собой общую пару валентных электронов, одного от H и одного от F). [ нужна цитата ]
Внутри каждой группы неметаллов реакционная способность уменьшается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к тяжелому элементу) таблицы Менделеева, поскольку валентные электроны имеют все более высокие энергии и, следовательно, 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 имеют более высокие главные квантовые числа.
В этих простых случаях, когда соблюдается правило октета, 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 определена менее четко.
Валентные электроны также отвечают за связь в чистых химических элементах и за то, характерна ли их электропроводность для металлов, полупроводников или изоляторов.
МеталликКовалентная сетьМолекулярный ковалентныйОдиночные атомыНеизвестныйЦвет фона показывает связь простых веществ в таблице Менделеева . Если их несколько, считается наиболее стабильный аллотроп.
Металлические элементы обычно обладают высокой электропроводностью в твердом состоянии. В каждой строке таблицы Менделеева металлы располагаются слева от неметаллов, поэтому 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 свободно покидает один атом, чтобы соединиться с другим, находящимся поблизости. Такая ситуация характеризует металлическую связь . Такой «свободный» электрон может перемещаться под действием 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 таблицы Менделеева и имеет валентную оболочку, заполненную как минимум наполовину (исключением является бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может легко покинуть атом при приложении электрического поля, и поэтому такой элемент может проводить только очень малые 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 становятся сильнее по мере спуска 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 с образованием ионной связи, и, следовательно, этот электрон не может быть легко перемещен.
Полупроводник имеет промежуточную электропроводность между металлом и неметаллом; Полупроводник также отличается от металла тем, что проводимость 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 вследствие небольшой энергетической щели между валентной зоной (которая содержит валентные электроны при абсолютном нуле) и зоной проводимости (в которую валентные электроны возбуждаются тепловой энергией).