Отворите главни мени

Валентни електрон

(преусмерено са Валентни електрони)
Приказ атомске конфигурације литијумовог атома, где се валентни електрон налази на последњем електронском омотачу.
Четири ковалентне везе. Угљеник има четири валентна електрона и његова валенца је четири. Сваки атом водоника има један валентни електрон и стора је унивалентан.

Валентни електрони су електрони последњег електронског омотача.[1] Валентни електрони могу (али не морају) да учествују у стварању хемијских веза са другим атомима.[2][3] Максимална валенца атома не може бити већа од броја валентних електрона. Код елемената главних група (1-2. и 13-18. група), број валентних електрона одговара броју електрона у s и p-орбиталама са највишим главним квантним бројем. Тако, нпр. кисеоник има електронску конфигурацију 1s2 2s2 2p4, и има 6 валентних електрона. Број валентних електрона је исти за све елементе једне групе периодног система.[4]

У хемији је валентни електрон је електрон спољашње љуске атома, који може да учествује у формирању хемијске везе ако спољашња љуска није попуњена. У једнострукој ковалентној вези оба атома везе доприносе са једним валентним електроном при формирању заједничког пара. Присуство валентних електрона може да одређује хемијска својства елемента, као што је његова валенца — способност везивања за друге елементе, лакоћу успостављања веза, и број веза. Код елемената главне групе, валентни електрон може да постоји једино у спољашњој електронској љусци. Код прелазних метала валентни електрони исто тако могу да буду у унутрашњој љусци.

Атом са попуњеном љуском валентних електрона (што кореспондира електронској конфигурацији s2p6) има тенденцију да буде хемијски инертан. Атоми који имају један или два валентна електрона више него што је потребно за затварање љуске, високо су реактивни из следећих разлога: 1) потребна је релативно мала енергија (у поређењу са енталпијом решетке) да се уклоне сувишни валентни електрони и формирају позитивни јони, 2) услед тога они имају тенденцију да било стекну недостајуће валентне електроне (формирајући негативни јон), или да деле валентне електроне (формирајући ковалентну везу).

Попут електрона у унутрашњим љускама, валентни електрони имају способност апсорбовања или отпуштања енергије у виту фотона. Стицање енергије може да покрене електрон да се помери (скочи) у спољашњу љуску; ово је познато као атомско побуђивање. Алтернативно електрон може да се ослободи из валентне љуске атома; ово је процес јонизације, при коме се формира позитивни јон. Када електрон изгуби енергију (при чему долази до емитовања фотона), он се може померити до унутрашње љуске која није потпуно заузета. Енергија валентних нивоа одговара главним кавантним бројевима (n = 1, 2, 3, 4, 5 ...). Они се исто тако могу обележавати словима, као што је то случај у нотацији катодних зрака (K, L, M, …).

Прелазни елементиУреди

Код прелазних елемената и d електрони могу учествовати у грађењу веза, тако да привидан број валентних електрона може да варира. Стога је коришћење валентних електрона за предвиђање понашања прелазних метала врло непоуздано.[4][2]

ПредстављањеУреди

 
Атом кисеоника са приказаним електронским љускама. Електрони у највишој љуски су валентни електрони

Валентни електрони могу бити приказани вртањем електронских љуски (као на слици десно). Често се приказују као тачке или крстићи („ד) око хемијског симбола елемента (  - за кисеоник).

Број валентних електронаУреди

Број валентних електрона једног елемента се може одредити помоћу групе периодног система (вертикалне колоне) у којој се елемент налази. Уз изузетак група 3–12 (прелазних метала), редни броја групе идентификује колико је валентних електрона повезано са неутралним атомом елемента наведеног у тој одређеној колони.

 
Периодни систем хемијских елемената
Групе периодног система Број валентних електрона
Група 1 (I) (алкални метали) 1
Група 2 (II) (земноалкални метали) 2
Групе 3-12 (прелазни метали) 3–12[5]
Група 13 (III) (борна група) 3
Група 14 (IV) (угљенична група) 4
Група 15 (V) (азотна група) 5
Група 16 (VI) (халкогени или кисеонична група) 6
Група 17 (VII) (халогени) 7
Група 18 (VIII или 0) (племенити гасови) 8[6]

Електронска конфигурацијаУреди

Електрони који одређују како атом хемијски реагује су они чија је просечна удаљеност од језгра највећа; то јест, они са највишом енергијом.

Код елемената главне групе, валентни електрони су дефинисани као они електрони који почивају у електронској љусци с највећим главним квантним бројем n.[7] Стога, број валентних електрона које атом може да има зависи од електронске конфигурације на једноставан начин. На пример, електронска конфигурација фосфора (P) је 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 тако да је присутно 5 валентних електрона (3s2 3p3), што кореспондира максималној валенци за P од 5 као у молекулу PF5; ова конфигурација се нормално скраћује са [Ne] 3s2 3p3, где [Ne] означава сржне електроне чија је конфигурација је идентична са племенитим гасом неоном.

Прелазни елементи имају парцијално попуњене (n − 1)d енергетске нивое, који су веома блиско по енергији са ns нивоом.[8] Стога је за разлику од главне групе елемената, валентни електрон прелазног метала дефинисан као електрон који обитава изван језгра племенитог гаса.[9] Генерално се d електрони у прелазним металима понашају као валентни електрони мада они нису у валентној љусци. На пример, манган (Mn) има конфигурацију 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; то се скраћује са [Ar] 4s2 3d5, при чему [Ar] означава сржну конфигурацију идентичну оној код племенитог гаса аргона. У овом атому, 3d електрон има енергију сличну са оном 4s електрона, и много вишу од оне код 3s или 3p електрона. Заправо, постоји седам валентних електрона (4s2 3d5) изван језгра које наликује на аргон; ово је конзистентно са хемијском чињеницом да може да има оксидационо стање од чак +7 (у перманганатном јону: MnO
4
).

Што се десније у серији прелазних метала елемент налази, то је нижа енергија електрона у d подгрупи, и то мање такав електрон има својства валентног електрона. Стога, мада атом никла у принципу има десет валентних електрона (4s2 3d8), његово оксидационо стање никад не прелази четири. За цинк, 3d подљуска је комплетна и понаша се слично сржним електронима.

Пошто је број валентних електрона који заправо учествују у хемијским реакцијама тешко предвидети, концепт валентног електрона је мање користан за прелазни метал него за елемент главне групе; d број електрона је алтернативни алат за разумевање хемије прелазног метала.

Хемијске реакцијеУреди

Број електрона у спољашњој валентној љусци атома одређује његово понашање при везивању. Елементи који могу да имају исти број валентних електрона су груписани заједно у периодном систему елемената. Као опште правило, елемент главне групе (осим водоника или хелијума) тежи да реагује тако да се формира затворена љуска, која кореспондира електронској конфигурацији s2p6. Ова тенденција се назива октетним правилом, јер сваки везани атом има осам валентних електрона уључујући заједничке електроне.

Најреактивнија врста металних елемената су алкални метали групе 1 (e.g., натријум или калијум). Њихови атоми имају само један валентни атом. Током формирања јонске везе која пружа неопходну енергију јонизације, тај један валентни електрон се лако губи, чиме се формира позитивни јон (катјон) са затвореном љуском (нпр., Na+ или K+). Земноалкални метали групе 2 (e.g., магнезијум) су донекле мање реактивни, јер сваки атом мора да изгуби два велентна електрона да би се формирао позитивни јон са затвореном љуском (нпр., Mg2+).

Унутар сваке групе (сваке колоне периодног система) метала, реактивност се повећава са сваким нижим редом табеле (од лаких до тешких елемената), јер тежи елементи имају више електронских љуски од лакших. Валентни електрони тежих елемената имају веће главне квантне бројеве (они су даље од језгра атома, и стога имају веће потенцијалне енергије, што значи да су они мање чврсто везани).

Атом неметала тежи да привуче додатне валентне електроне да би остварио попуњену валентну љуску. То се може остварити на два начина. Атом може или да дели електроне са суседним атомом (ковалентна веза), или може да уклони електроне из другог атома (јонска веза). Најреактивнија врста неметалног елемента је халоген (нпр., флуор (F) или хлор (Cl)). Такав атом има следећу електронску конфигурацију: s2p5, и стога му је потребан само један додатни валентни електрон да формира затворену љуску. При формирању јонске веза, халогени атом може да уклони електрон са другог атома и да формира анјон (нпр., F, Cl, etc.). При формирању ковалентне везе, један електрон из халогена и један електрон из другог атома формирају заједнички пар (нпр., у молекулу H–F, линија представља заједнички пар валентних електрона, један из H и један из F).

Унутар сваке групе неметала, реактивност се смањује са сваким нижим редом табеле (од лаких елемената до тешких елемената) у периодној табели, јер валентни електрони имају прогресивно више енергије и стога прогресивно формирају слабије везе. Заправо, кисеоник (најлакши елемент у групи 16) најреактивнији је неметал након фруора, мада он није халоген, јер валентна љуска халогена има виши главни квантни број.

У тим једноставним случајевима где важи правило октета, валенца атома је једнака броју електрона који су стечени, изгубљени или подељени при формирању стабилног октета. Међутим, постоји мноштво молекула који су изузеци, и за које валенце нису јасно дефинисане.

Електрична проводљивостУреди

Валентни електрони су исто тако одговорни за електричну проводљивост елемента, и стога се елементи могу класификовати као метал, неметал или полупроводник (или металоид).

Метални елементи генерално имају високу електричну проводност кад су у чврстом стању. У сваком реду периодног система, метали се јављају лево од неметала, и стога метали имају мањи број могућих валентних електрона него неметали. Међутим, валентни електрон атома метала има малу енергију јонизације, и у чврстом стању тај валентни електрон је релативно слободан да напусти атом да би се асоцирао са другим оближњим атомом. Такви „слободни” електрони се могу покретати под утицајем електричног поља, и кретање таквих електрона сачињава електричну струју. Оно је одговорно за електричну проводност метала. Бакар, алуминијум, сребро, и злато су примери добрих проводника.

Неметални елементи имају ниску електричну проводност. Они делују као изолатори. Такви елементи се налазе на десној страни периодног система, и имају валентну љуску која је бар до пола попуњена (изузетак је бор). Њихова енергија јонизације је велика, и електрон не може лако да напусти атом применом електрично поља, и стога такви елементи могу да проводе само веома мале електричне струје. Примери чврстих изолатора од чистих елемената су дијамант (алотроп угљеника) и сумпор.

Чврсто једињење које садржи метале може такође да буде изолатор, ако се валентни електрони атома метала користе за формирање јонских веза. На пример, иако је елементарни натријум метал, чврсти натријум хлорид је изолатор, јер се валентни електрон натријума преноси у хлор да би се формирала јонска веза, па се тај електрон не може лако померати.

Полупроводник има електричну проводност која је између металне и неметалне. Полупроводник се исто тако разликује од метала по томе што се полупроводничка проводност повећава са температуром. Типични полупроводници од чистих елемената су силицијум и германијум, чији сваки атом има четири валентна електрона. Особине полупроводника се најбоље објашњавају користећи теорију зона, као последица малог енергетског размака између валентног појаса (који садржи валентне електроне на апсолутној нули) и проводног појаса (на који се валентни електрони побуђују топлотном енергијом).

Види јошУреди

ИзвориУреди

  1. ^ "The Covalent Bond".chemed.chem.purdue.edu Универзитет у Педру.
  2. 2,0 2,1 Департман за хемију Државног универзитета Фортсбург
  3. ^ Фарлекс енциклопедија
  4. 4,0 4,1 „Клакамас колеџ, Орегон”. Архивирано из оригинала на датум 15. 1. 2006. Приступљено 13. 4. 2009. 
  5. ^ Састоји се од ns и (n-1)d електрона. Алтернативно се користи d број електрона.
  6. ^ Изузев хелијума, који има само два валентна електрона.
  7. ^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). General chemistry: principles and modern applications (8th изд.). Upper Saddle River, N.J: Prentice Hall. стр. 339. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308. 
  8. ^ THE ORDER OF FILLING 3d AND 4s ORBITALS. chemguide.co.uk
  9. ^ Miessler G.L. and Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.

Спољашње везеУреди