Valentni elektron
Valentni elektroni su elektroni poslednjeg elektronskog omotača.[1] Valentni elektroni mogu (ali ne moraju) da učestvuju u stvaranju hemijskih veza sa drugim atomima.[2][3] Maksimalna valenca atoma ne može biti veća od broja valentnih elektrona. Kod elemenata glavnih grupa (1-2. i 13-18. grupa), broj valentnih elektrona odgovara broju elektrona u s i p-orbitalama sa najvišim glavnim kvantnim brojem. Tako, npr. kiseonik ima elektronsku konfiguraciju 1s2 2s2 2p4, i ima 6 valentnih elektrona. Broj valentnih elektrona je isti za sve elemente jedne grupe periodnog sistema.[4]
U hemiji je valentni elektron je elektron spoljašnje ljuske atoma, koji može da učestvuje u formiranju hemijske veze ako spoljašnja ljuska nije popunjena. U jednostrukoj kovalentnoj vezi oba atoma veze doprinose sa jednim valentnim elektronom pri formiranju zajedničkog para. Prisustvo valentnih elektrona može da određuje hemijska svojstva elementa, kao što je njegova valenca — sposobnost vezivanja za druge elemente, lakoću uspostavljanja veza, i broj veza. Kod elemenata glavne grupe, valentni elektron može da postoji jedino u spoljašnjoj elektronskoj ljusci. Kod prelaznih metala valentni elektroni isto tako mogu da budu u unutrašnjoj ljusci.
Atom sa popunjenom ljuskom valentnih elektrona (što korespondira elektronskoj konfiguraciji s2p6) ima tendenciju da bude hemijski inertan. Atomi koji imaju jedan ili dva valentna elektrona više nego što je potrebno za zatvaranje ljuske, visoko su reaktivni iz sledećih razloga: 1) potrebna je relativno mala energija (u poređenju sa entalpijom rešetke) da se uklone suvišni valentni elektroni i formiraju pozitivni joni, 2) usled toga oni imaju tendenciju da bilo steknu nedostajuće valentne elektrone (formirajući negativni jon), ili da dele valentne elektrone (formirajući kovalentnu vezu).
Poput elektrona u unutrašnjim ljuskama, valentni elektroni imaju sposobnost apsorbovanja ili otpuštanja energije u vitu fotona. Sticanje energije može da pokrene elektron da se pomeri (skoči) u spoljašnju ljusku; ovo je poznato kao atomsko pobuđivanje. Alternativno elektron može da se oslobodi iz valentne ljuske atoma; ovo je proces jonizacije, pri kome se formira pozitivni jon. Kada elektron izgubi energiju (pri čemu dolazi do emitovanja fotona), on se može pomeriti do unutrašnje ljuske koja nije potpuno zauzeta. Energija valentnih nivoa odgovara glavnim kvantnim brojevima (n = 1, 2, 3, 4, 5 ...). Oni se isto tako mogu obeležavati slovima, kao što je to slučaj u notaciji katodnih zraka (K, L, M, …).
Prelazni elementi uredi
Kod prelaznih elemenata i d elektroni mogu učestvovati u građenju veza, tako da prividan broj valentnih elektrona može da varira. Stoga je korišćenje valentnih elektrona za predviđanje ponašanja prelaznih metala vrlo nepouzdano.[4][2]
Predstavljanje uredi
Valentni elektroni mogu biti prikazani vrtenjem elektronskih ljuski (kao na slici desno). Često se prikazuju kao tačke ili krstići („ד) oko hemijskog simbola elementa ( - za kiseonik).
Broj valentnih elektrona uredi
Broj valentnih elektrona jednog elementa se može odrediti pomoću grupe periodnog sistema (vertikalne kolone) u kojoj se element nalazi. Uz izuzetak grupa 3–12 (prelaznih metala), redni broja grupe identifikuje koliko je valentnih elektrona povezano sa neutralnim atomom elementa navedenog u toj određenoj koloni.
| Grupe periodnog sistema | Broj valentnih elektrona |
|---|---|
| Grupa 1 (I) (alkalni metali) | 1 |
| Grupa 2 (II) (zemnoalkalni metali) | 2 |
| Grupe 3-12 (prelazni metali) | 3–12[5] |
| Grupa 13 (III) (borna grupa) | 3 |
| Grupa 14 (IV) (ugljenična grupa) | 4 |
| Grupa 15 (V) (azotna grupa) | 5 |
| Grupa 16 (VI) (halkogeni ili kiseonična grupa) | 6 |
| Grupa 17 (VII) (halogeni) | 7 |
| Grupa 18 (VIII ili 0) (plemeniti gasovi) | 8[6] |
Elektronska konfiguracija uredi
Elektroni koji određuju kako atom hemijski reaguje su oni čija je prosečna udaljenost od jezgra najveća; to jest, oni sa najvišom energijom.
Kod elemenata glavne grupe, valentni elektroni su definisani kao oni elektroni koji počivaju u elektronskoj ljusci s najvećim glavnim kvantnim brojem n.[7] Stoga, broj valentnih elektrona koje atom može da ima zavisi od elektronske konfiguracije na jednostavan način. Na primer, elektronska konfiguracija fosfora (P) je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 tako da je prisutno 5 valentnih elektrona (3s2 3p3), što korespondira maksimalnoj valenci za P od 5 kao u molekulu PF5; ova konfiguracija se normalno skraćuje sa [Ne] 3s2 3p3, gde [Ne] označava sržne elektrone čija je konfiguracija je identična sa plemenitim gasom neonom.
Prelazni elementi imaju parcijalno popunjene (n − 1)d energetske nivoe, koji su veoma blisko po energiji sa ns nivoom.[8] Stoga je za razliku od glavne grupe elemenata, valentni elektron prelaznog metala definisan kao elektron koji obitava izvan jezgra plemenitog gasa.[9] Generalno se d elektroni u prelaznim metalima ponašaju kao valentni elektroni mada oni nisu u valentnoj ljusci. Na primer, mangan (Mn) ima konfiguraciju 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; to se skraćuje sa [Ar] 4s2 3d5, pri čemu [Ar] označava sržnu konfiguraciju identičnu onoj kod plemenitog gasa argona. U ovom atomu, 3d elektron ima energiju sličnu sa onom 4s elektrona, i mnogo višu od one kod 3s ili 3p elektrona. Zapravo, postoji sedam valentnih elektrona (4s2 3d5) izvan jezgra koje nalikuje na argon; ovo je konzistentno sa hemijskom činjenicom da može da ima oksidaciono stanje od čak +7 (u permanganatnom jonu: MnO−
4).
Što se desnije u seriji prelaznih metala element nalazi, to je niža energija elektrona u d podgrupi, i to manje takav elektron ima svojstva valentnog elektrona. Stoga, mada atom nikla u principu ima deset valentnih elektrona (4s2 3d8), njegovo oksidaciono stanje nikad ne prelazi četiri. Za cink, 3d podljuska je kompletna i ponaša se slično sržnim elektronima.
Pošto je broj valentnih elektrona koji zapravo učestvuju u hemijskim reakcijama teško predvideti, koncept valentnog elektrona je manje koristan za prelazni metal nego za element glavne grupe; d broj elektrona je alternativni alat za razumevanje hemije prelaznog metala.
Hemijske reakcije uredi
Broj elektrona u spoljašnjoj valentnoj ljusci atoma određuje njegovo ponašanje pri vezivanju. Elementi koji mogu da imaju isti broj valentnih elektrona su grupisani zajedno u periodnom sistemu elemenata. Kao opšte pravilo, element glavne grupe (osim vodonika ili helijuma) teži da reaguje tako da se formira zatvorena ljuska, koja korespondira elektronskoj konfiguraciji s2p6. Ova tendencija se naziva oktetnim pravilom, jer svaki vezani atom ima osam valentnih elektrona uključujući zajedničke elektrone.
Najreaktivnija vrsta metalnih elemenata su alkalni metali grupe 1 (e.g., natrijum ili kalijum). Njihovi atomi imaju samo jedan valentni atom. Tokom formiranja jonske veze koja pruža neophodnu energiju jonizacije, taj jedan valentni elektron se lako gubi, čime se formira pozitivni jon (katjon) sa zatvorenom ljuskom (npr., Na+ ili K+). Zemnoalkalni metali grupe 2 (e.g., magnezijum) su donekle manje reaktivni, jer svaki atom mora da izgubi dva valentna elektrona da bi se formirao pozitivni jon sa zatvorenom ljuskom (npr., Mg2+).
Unutar svake grupe (svake kolone periodnog sistema) metala, reaktivnost se povećava sa svakim nižim redom tabele (od lakih do teških elemenata), jer teži elementi imaju više elektronskih ljuski od lakših. Valentni elektroni težih elemenata imaju veće glavne kvantne brojeve (oni su dalje od jezgra atoma, i stoga imaju veće potencijalne energije, što znači da su oni manje čvrsto vezani).
Atom nemetala teži da privuče dodatne valentne elektrone da bi ostvario popunjenu valentnu ljusku. To se može ostvariti na dva načina. Atom može ili da deli elektrone sa susednim atomom (kovalentna veza), ili može da ukloni elektrone iz drugog atoma (jonska veza). Najreaktivnija vrsta nemetalnog elementa je halogen (npr., fluor (F) ili hlor (Cl)). Takav atom ima sledeću elektronsku konfiguraciju: s2p5, i stoga mu je potreban samo jedan dodatni valentni elektron da formira zatvorenu ljusku. Pri formiranju jonske veza, halogeni atom može da ukloni elektron sa drugog atoma i da formira anjon (npr., F−, Cl−, etc.). Pri formiranju kovalentne veze, jedan elektron iz halogena i jedan elektron iz drugog atoma formiraju zajednički par (npr., u molekulu H–F, linija predstavlja zajednički par valentnih elektrona, jedan iz H i jedan iz F).
Unutar svake grupe nemetala, reaktivnost se smanjuje sa svakim nižim redom tabele (od lakih elemenata do teških elemenata) u periodnoj tabeli, jer valentni elektroni imaju progresivno više energije i stoga progresivno formiraju slabije veze. Zapravo, kiseonik (najlakši element u grupi 16) najreaktivniji je nemetal nakon fluora, mada on nije halogen, jer valentna ljuska halogena ima viši glavni kvantni broj.
U tim jednostavnim slučajevima gde važi pravilo okteta, valenca atoma je jednaka broju elektrona koji su stečeni, izgubljeni ili podeljeni pri formiranju stabilnog okteta. Međutim, postoji mnoštvo molekula koji su izuzeci, i za koje valence nisu jasno definisane.
Električna provodljivost uredi
Valentni elektroni su isto tako odgovorni za električnu provodljivost elementa, i stoga se elementi mogu klasifikovati kao metal, nemetal ili poluprovodnik (ili metaloid).
Metalni elementi generalno imaju visoku električnu provodnost kad su u čvrstom stanju. U svakom redu periodnog sistema, metali se javljaju levo od nemetala, i stoga metali imaju manji broj mogućih valentnih elektrona nego nemetali. Međutim, valentni elektron atoma metala ima malu energiju jonizacije, i u čvrstom stanju taj valentni elektron je relativno slobodan da napusti atom da bi se asocirao sa drugim obližnjim atomom. Takvi „slobodni” elektroni se mogu pokretati pod uticajem električnog polja, i kretanje takvih elektrona sačinjava električnu struju. Ono je odgovorno za električnu provodnost metala. Bakar, aluminijum, srebro, i zlato su primeri dobrih provodnika.
Nemetalni elementi imaju nisku električnu provodnost. Oni deluju kao izolatori. Takvi elementi se nalaze na desnoj strani periodnog sistema, i imaju valentnu ljusku koja je bar do pola popunjena (izuzetak je bor). Njihova energija jonizacije je velika, i elektron ne može lako da napusti atom primenom električno polja, i stoga takvi elementi mogu da provode samo veoma male električne struje. Primeri čvrstih izolatora od čistih elemenata su dijamant (alotrop ugljenika) i sumpor.
Čvrsto jedinjenje koje sadrži metale može takođe da bude izolator, ako se valentni elektroni atoma metala koriste za formiranje jonskih veza. Na primer, iako je elementarni natrijum metal, čvrsti natrijum hlorid je izolator, jer se valentni elektron natrijuma prenosi u hlor da bi se formirala jonska veza, pa se taj elektron ne može lako pomerati.
Poluprovodnik ima električnu provodnost koja je između metalne i nemetalne. Poluprovodnik se isto tako razlikuje od metala po tome što se poluprovodnička provodnost povećava sa temperaturom. Tipični poluprovodnici od čistih elemenata su silicijum i germanijum, čiji svaki atom ima četiri valentna elektrona. Osobine poluprovodnika se najbolje objašnjavaju koristeći teoriju zona, kao posledica malog energetskog razmaka između valentnog pojasa (koji sadrži valentne elektrone na apsolutnoj nuli) i provodnog pojasa (na koji se valentni elektroni pobuđuju toplotnom energijom).
Vidi još uredi
Izvori uredi
- ^ "The Covalent Bond".chemed.chem.purdue.edu Univerzitet u Pedru.
- ^ a b Departman za hemiju Državnog univerziteta Fortsburg
- ^ Farleks enciklopedija[mrtva veza]
- ^ a b „Klakamas koledž, Oregon”. Arhivirano iz originala 15. 1. 2006. g. Pristupljeno 13. 4. 2009.
- ^ Sastoji se od ns i (n-1)d elektrona. Alternativno se koristi d broj elektrona.
- ^ Izuzev helijuma, koji ima samo dva valentna elektrona.
- ^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). General chemistry: principles and modern applications (8th izd.). Upper Saddle River, N.J: Prentice Hall. str. 339. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
- ^ THE ORDER OF FILLING 3d AND 4s ORBITALS. chemguide.co.uk
- ^ Miessler G.L. and Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.
Spoljašnje veze uredi
- Francis, Eden. Valence Electrons.
