Vegyérték-elektron

A kémiában a vegyértékelektronokat elektronoknak nevezik , amelyek az atom külső (szélsőséges) héján helyezkednek el . A vegyértékelektronok meghatározzák egy kémiai elem viselkedését a kémiai reakciókban , vagyis részt vesznek egy kémiai kötés kialakításában , és kiegészítik az abban részt vevő atomok elektronrétegét. Minél kevesebb vegyértékelektronja van egy elemnek, annál könnyebben adja át ezeket az elektronokat (a redukálószer tulajdonságait mutatja ) más elemekkel való reakciókban. Ezzel szemben minél több vegyértékelektront tartalmaz egy kémiai elem atomja, annál könnyebben szerzi be az elektronokat ( az oxidálószer tulajdonságait mutatja ) a kémiai reakciókban, minden más tényező változatlansága mellett. A teljesen kitöltött külső elektronhéj inert gázokkal rendelkezik, amelyek minimális kémiai aktivitást mutatnak. A külső elektronhéj elektronokkal való feltöltésének periodikussága határozza meg a periódusos rendszer elemeinek kémiai tulajdonságainak periodikus változását .

Egy vegyértékelektronokból álló zárt héjú atom (amely az s 2 p 6 elektronkonfigurációnak felel meg ) kémiailag inert . A zárt héjnál eggyel vagy kettővel több vegyértékelektronnal rendelkező atomok nagyobb képességgel rendelkeznek kémiai reakciókba, mivel viszonylag kis energiájuk van a felesleges vegyértékelektronok eltávolításához, hogy pozitív iont képezzenek . Azok az atomok, amelyek egy vagy két vegyértékelektronnal kevesebb, mint a zárt héj, reakcióba lépnek, amiatt, hogy megszerezzék a hiányzó vegyértékelektronokat, és negatív iont képeznek , vagy kovalens kötést képeznek .

Mint egy elektron a belső héjban, a vegyértékelektron képes elnyelni vagy felszabadítani az energiát foton formájában . Az energiaszerzés hatására az elektron a külső héj felé mozdulhat; ezt a jelenséget gerjesztésnek nevezik . Ebben az esetben, ha az elektron elegendő energiát kap a potenciálgát leküzdéséhez , amely megegyezik az ionizációs potenciállal , akkor elhagyja az atomot, így pozitív iont képez. Abban az esetben, ha az elektron energiát veszít (egy foton emisszióját okozza), a belső héjba kerülhet, amely nincs teljesen foglalt.

A vegyérték energiaszintek megfelelnek a fő kvantumszámoknak (n = 1, 2, 3, 4, 5…), vagy ábécé sorrendben vannak jelölve az atompályák röntgenjelölésénél használt betűkkel (K, L, M,…). .

Valencia elektronok száma

A vegyértékelektronok száma (maximum valence ) megegyezik a Mengyelejev-féle periódusos rendszerben szereplő azon csoport számával, amelyben a kémiai elem található (kivéve az oldalsó alcsoportokat). A 3-12. csoportok ( átmenetifémek ) kivételével a csoportszám számjegye azt jelzi, hogy hány vegyértékelektron kapcsolódik az adott oszlopban felsorolt ​​elem semleges atomjához.

Elektronikus konfigurációk

Egy atom kémiai reakcióját az atommagtól legnagyobb távolságra elhelyezkedő elektronok határozzák meg, vagyis ezek rendelkeznek a legnagyobb energiával.

A főcsoport elemei esetében a vegyértékelektronok azok az elektronok, amelyek az elektronhéjban a legnagyobb n főkvantumszámmal rendelkeznek [3] . Így egy kémiai elem vegyértékelektronjainak száma az elektronkonfigurációtól függ . Például a foszfor (P) elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , tehát 5 vegyértékelektron van (3s 2 3p 3 ), ami megfelel a P maximális vegyértékének 5, mint egy PF-ben. 5 molekula .

Az átmeneti fémeknek viszont (n−1)d részlegesen kitöltött energiaszintjük van, amelyek energiájukban nagyon közel állnak az ns szinthez [4] . Ezért az átmeneti fémekben a d-elektronok általában vegyértékelektronként viselkednek, bár nincsenek a vegyértékhéjban. Például a mangán (Mn) konfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . Ebben az atomban a 3d elektron energiája hasonló a 4s elektronéhoz, és sokkal nagyobb, mint a 3s vagy 3p elektroné. Így elméletileg lehetséges, hogy a mangánnak hét vegyértékelektronja van (4s 2 3d 5 ), és ez összhangban van azzal a ténnyel, hogy a mangán oxidációs állapota akár +7 is lehet (a permanganát ionban MnO 4 − ).

Az átmenetifémek minden sorában, ahogy jobbra haladsz, a d-héjban lévő elektron energiája csökken, és minél kevésbé rendelkezik egy ilyen elektron vegyértékelektron tulajdonságaival. Így bár egy nikkelatomnak elvileg tíz vegyértékelektronja van (4s 2 3d 8 ), oxidációs állapota soha nem haladja meg a négyet. A cink esetében a 3d héj teljes, így d elektronjai nem mutatnak vegyértéktulajdonságokat.

Mivel az átmenetifémekben nehéz megjósolni azoknak a vegyértékelektronoknak a számát, amelyek ténylegesen belépnek a kémiai reakcióba, a vegyértékelektron fogalma kevésbé hasznos az átmenetifémeknél, mint a főcsoportelemeknél.

Kémiai reakciók

Az atomok külső vegyértékhéjában lévő elektronok száma meghatározza az atom kémiai kötésekben való viselkedését . Ezért azokat az elemeket, amelyek atomjai ugyanannyi vegyértékelektront tartalmazhatnak, az elemek periódusos rendszerében csoportosítják. Általában egy fő csoportelem (a hidrogéntől és a héliumtól eltérő ) hajlamos arra, hogy egy zárt héjat képezzen, amely megfelel az s 2 p 6 elektronkonfigurációnak . Ezt a tendenciát oktett szabálynak nevezik , mivel minden kötött atomnak nyolc vegyértékelektronja van, beleértve a megosztott elektronokat is.

A kémiai reakciókban legaktívabb fémek az 1. csoportba tartozó alkálifémek (például nátrium vagy kálium ); ez abból adódik, hogy az ilyen atomoknak csak egy vegyértékelektronja van, és a szükséges ionizációs energiát biztosító ionos kötés kialakulása során ez az egy vegyértékelektron könnyen elveszik, zárt héjú pozitív iont ( kationt ) képezve. (például Na + vagy K + ). A 2. csoportba tartozó alkáliföldfémek (például magnézium ) valamivel kevésbé reakcióképesek, mivel minden atomnak két vegyértékelektront kell veszítenie ahhoz, hogy zárt héjú pozitív iont (például Mg 2+ ) hozzon létre.

A fémek minden csoportjában (a periódusos rendszer minden oszlopában) a reaktivitás felülről lefelé (könnyű elemekről a nehéz elemekre) nő, mert a nehezebb elem több elektronhéjjal rendelkezik, mint a könnyebb elem; a nehezebb elem vegyértékelektronjai nagyobb főkvantumszámmal léteznek (távolabb vannak az atommagtól, ezért nagyobb a potenciális energiájuk, vagyis kevésbé szorosan kötődnek).

A nemfém atomok hajlamosak extra vegyértékelektronokat vonzani, hogy teljes vegyértékhéjat alkossanak; ezt kétféleképpen lehet elérni: egy atom vagy megoszthat elektronokat egy szomszédos atommal ( kovalens kötés ), vagy elektronokat vonhat ki egy másik atomból ( ionos kötés ). A legreaktívabb nemfémek a halogének (például a fluor (F) vagy a klór (Cl)). A halogénatomok elektronkonfigurációja s 2 p 5 ; ehhez csak egy további vegyértékelektron szükséges egy zárt héj kialakításához. Ionos kötés kialakításához a halogénatom egy elektront elránthat egy másik atomtól, hogy aniont képezzen (például F− , Cl− stb .). A kovalens kötés kialakításához egy elektron egy halogénből és egy elektron egy másik atomból közös párt alkot (például a H-F molekulában a héj egy közös vegyértékelektronpárt képvisel - egyet hidrogénatomból és egyet fluorból). atom).

A nemfémek mindegyik csoportján belül a periódusos rendszerben felülről lefelé (a könnyű elemektől a nehéz elemekig) csökken a reaktivitás, mivel a vegyértékelektronok energiája egyre nagyobb, és ezért egyre kevésbé szorosan kötődnek. Valójában az oxigén (a 16. csoport legkönnyebb eleme) a legreaktívabb nemfém a fluor után, bár nem halogén, mert vegyértékhéjának kisebb a fő kvantumszáma.

Ezekben az egyszerű esetekben, ahol az oktett szabályt követik, egy atom vegyértéke megegyezik a nyert, elvesztett vagy megosztott elektronok számával, hogy stabil oktettet képezzenek. Azonban sok olyan molekula van, amely kivételt képez, és amelyek vegyértéke kevésbé világos.

Elektromos vezetőképesség

A vegyértékelektronok felelősek az elem elektromos vezetőképességéért is; ennek a jellemzőnek az értékétől függően egy elemet fémnek , nem fémnek vagy félvezetőnek (vagy metalloidnak) lehet besorolni.

A fémek általában nagy elektromos vezetőképességgel rendelkeznek szilárd állapotban . A periódusos rendszer minden sorában a fémek a nemfémektől balra helyezkednek el, illetve a fématomoknak kevesebb lehetséges vegyértékelektronja van, mint a nemfém atomoknak. Azonban egy fématom vegyértékelektronja alacsony ionizációs energiával rendelkezik , és szilárd állapotban ez a vegyértékelektron viszonylag szabadon hagyja el az atomot, hogy egy másik közeli atomhoz kapcsolódjon. Az ilyen "szabad" elektron elektromos tér hatására mozoghat , mozgása elektromos áram ; ez az elektron felelős a fém elektromos vezetőképességéért. A jó vezetők példái az olyan fémek, mint a réz , alumínium , ezüst és arany .

A nemfémek alacsony elektromos vezetőképességgel rendelkeznek és szigetelőként működnek . Ezek az elemek a periódusos rendszer jobb oldalán találhatók, és atomjaik vegyértékhéja legalább félig tele van (a kivétel a bór ). A bór ionizációs energiája magas; az elektron nem tud könnyen elhagyni az atomot elektromos tér hatására, és így az elem csak nagyon kis elektromos áramot tud vezetni. A szilárd szigetelők példái a gyémánt ( a szén egy allotrópja ) és a kén .

A fémeket tartalmazó szilárd vegyület szigetelő is lehet, ha a fématomok vegyértékelektronjait használjuk fel ionos kötések kialakítására . Például, bár a nátrium fém, a szilárd nátrium-klorid szigetelő, mivel a nátrium vegyértékelektronja klórra kerül, így ionos kötés jön létre, és így ez az elektron nem tud könnyen mozogni.

A félvezető elektromos vezetőképessége köztes a fém és a nem fém vezetőképessége között; A félvezető abban is különbözik a fémtől, hogy a félvezető elektromos vezetőképessége a hőmérséklettel nő. A tipikus félvezetők a szilícium és a germánium , amelyek mindegyike négy vegyértékelektronnal rendelkezik. A félvezetők tulajdonságait legjobban a sávelmélet segítségével lehet megmagyarázni , a vegyértéksáv (amely abszolút nullaponton lévő vegyértékelektronokat tartalmaz) és a vezetési sáv (amelybe a vegyértékelektronokat a hőenergia mozgatja) közötti kis energiarés következményeként .

Jegyzetek

1. ↑ ns és (n-1) d elektronból áll. Alternatív megoldásként a d elektronok számát használjuk .
2. ↑ Kivéve a héliumot , amelynek csak két vegyértékelektronja van.
3. ↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey. Általános kémia: alapelvek és modern alkalmazások  (angol) . — 8. - Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall , 2002. -  339. o . — ISBN 978-0-13-014329-7 .
4. ↑ A 3d ÉS 4s ORBITAL KITÖLTÉSÉNEK RENDELÉSE Archiválva : 2017. december 31. a Wayback Machine -nál . chemguide.co.uk

Linkek

• Ferenc, Éden. Valence elektronok .

Szótárak és enciklopédiák	Nagy dán Nagy norvég Britannica (online)