Что такое валентные электроны и как их определить
Как определить валентные электроны?
Не знаю, как определить валентные электроны в атомах элементов, принадлежащих к разным семействам (s-, p-, d-, f-). Помогите, пожалуйста. Приведите несколько примеров.
Чтобы ответить на вопрос «как определить валентные электроны» нужно для начала определиться с самим понятием валентных электронов.
Атом химического элемента состоит из положительно заряженного ядра, внутри которого находятся протоны и нейтроны, а вокруг него по орбитам движутся электроны. Орбитали, которые расположены дальше всего от ядра носят название внешних (внешний энергетический уровень), а электроны, расположенные на них – внешних или валентных. Именно эти электроны отвечают за образование химической связи с другими атомами.
Общее количество валентных электронов можно определить при помощи Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Номер группы, в которой находится интересующий вас элемент, вне зависимости от подгруппы (главная или побочная), равен числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, Na расположен в I группе, значит у него 1 валентный электрон, Al в III группе – 3 валентных электрона и т.д.
Чтобы определить, электроны, расположенные на каких подуровнях, являются валентными для элементов разных семейств, нужно записать электронную конфигурацию атома в основном состоянии. Рассмотрим на примере Li (s-элемент), S (p-элемент), Cr (d-элемент) и La (f-элемент). 
Для s-элементов валентными считаются электроны, расположенные s-орбитали, p-элементов – сумма электронов, расположенных на s- и p-орбиталях внешнего уровня; d-элементов — сумма электронов, расположенных на s- и d-орбиталях внешнего уровня; f- элементов — сумма электронов, расположенных на s- и d-орбиталях внешнего уровня.
Пожалуйста, зарегистрируйтесь или войдите, чтобы добавить ответ.
Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.
Атомы и электроны
Атомно-молекулярное учение
Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом
Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.
Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.
Электронная конфигурация атома
Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов
Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов
Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.
Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».
Правила заполнения электронных орбиталей и примеры
Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.
Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.
Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.
Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.
Внешний уровень и валентные электроны
Тренировка
Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.
Электроны и валентность
Международный союз теоретической и прикладной химии определил валентность как максимальное число одновалентных атомов (первоначально — водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом или фрагментом рассматриваемого элемента.
Современная альтернативная трактовка звучит несколько иначе: валентность — это число атомов водорода, которые могут объединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное количество атомов кислорода, объединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах. Это определение отличается от формулировки МСТПХ, поскольку большинство веществ имеет более чем одну валентность.
Модель ядерного атома Резерфорда (1911) показала, что внешнюю оболочку атома занимают заряженные частицы, это свидетельствует о том, что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей.
В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь с точки зрения тенденции атомов достигать стабильного октета из 8 электронов в валентной оболочке.
Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам при совместном использовании электронов, а ионная связь — при передаче электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Лэнгмюру. Префикс ко— означает «вместе», то есть атомы разделяют валентность. Поэтому определение валентности по формуле соединения стало возможным.
В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи, которые являются промежуточными, а степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательности двух связанных атомов.
Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы, в которых элементы имеют кажущиеся валентности, например, в молекуле гексафторида серы (SF6). Учёный считал, что сера образует 6 истинных двух электронных связей с использованием sp 3 d 2 гибридных атомных орбиталей, которые объединяют одну s, три p и две d орбитали.
Для основных элементов в периодической таблице Менделеева валентность может варьироваться от 1 до 7. Многие вещества имеют общую валентность, связанную с их положением в таблице. Для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. д. (соответственно) используются греческие/латинские цифровые префиксы (моно- / уни- / би- / три-).
Виды с одним зарядом являются одновалентными. Например, Cs + — одновалентный катион, тогда как Ca 2+ является двухвалентным, а Fe 3+ — трёхвалентным. Существуют также поливалентные катионы, которые не ограничены определённым количеством валентных связей.
В отличие от Cs и Ca, Fe может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион.
Переходные металлы и металлы, как правило, многовалентны, но, к сожалению, не существует простой схемы, предсказывающей их валентность.
Определение количества
Можно определить количество электронов с помощью специального онлайн-калькулятора. Однако его нахождение под рукой не всегда возможно. Поэтому следующий вариант — обратиться к атомной конфигурации элемента и просто сосчитать число заряженных частиц в самой внешней оболочке атома. Однако это чрезвычайно утомительное занятие, так как, возможно, придётся пролистать много учебников, чтобы найти конфигурации, с которыми исследователь не знаком.
Количество ВЭ элемента и его валентность определить по таблице Менделеева проще всего. Нужно обратить внимание на вертикальный столбец, в котором указана классификация.
Исключением являются переходные металлы — 3−12 группы.
Цифра в порядковом номере группы показывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом вещества, указанного в этом конкретном столбце.
Пример в таблице:
| Группа | ВЭ |
|---|---|
| 1 (I) (щелочные металлы) | 1 |
| 2 (II) (щёлочноземельные металлы) | 2 |
| 3−12 (переходные металлы) | 3−12 |
| 13 (III) (борная группа) | 3 |
| 14 (IV) (углеродная) | 4 |
| 15 (V) (группа азота) | 5 |
| 16 (VI) (кислородная группа) | 6 |
| 17 (VII) (галогены) | 7 |
| 18 (VIII или 0) (благородные газы) | 8 |
Надо сказать, что периодическая таблица — это аккуратное расположение всех элементов, которые известны науке на данный момент.
Они располагаются слева направо в порядке возрастания их атомарных номеров или числа протонов (электронов), которые они содержат.
Все вещества в таблице Менделеева делятся на четыре категории:
Последние два — это внутренние переходные элементы, образующие мост в группах 2 и 13. Таблица содержит строки — периоды — и 18 столбцов, известных как группы. Есть ещё подтаблица, которая содержит 7 строк и 2 столбца с более редкими веществами.
Номер строки (периода) элемента показывает количество оболочек, окружающих его ядро.
Химические реакции
Вторая группа — щёлочноземельные металлы, например, магний, — менее реактивны. Чтобы получить положительный ион (Mg 2+ ), каждому их атому нужно отдать два ВЭ.
В любой группе (в столбце таблицы Менделеева) металлов реакционная способность становится больше, если двигаться от лёгкого вещества к более тяжёлому, то есть увеличивается с каждым нижним рядом таблицы. Происходит это просто потому, что у тяжёлых элементов больше оболочек. Их ВЭ приходится существовать в условиях более высоких главных квантовых чисел.
Они находятся дальше от атомного ядра и, следовательно, обладают более высокой потенциальной энергией, это означает, что связь между ними менее тесная.
Атом неметалла настроен привлекать дополнительные ВЭ, чтобы образовать полную валентную оболочку. Это может быть достигнуто одним из двух способов:
Наиболее реактивными видами неметаллических элементов являются галогены. К ним можно отнести хлор (Cl) или, например, фтор (F).
Если двигаться от лёгкого элемента к тяжёлому, в пределах каждой группы неметаллов их реакционная способность будет уменьшаться. Это потому, что ВЭ будут терять тесную связь, поскольку приобретают более высокую энергию. По факту, самый лёгкий элемент в группе 16 — кислород — наиболее реакционноспособный неметалл, после фтора, конечно.
В таких простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна количеству разделённых электронов, потерянных или полученных для того, чтобы сформировался стабильный октет. Однако есть также много молекул, для которых валентность менее чётко определена, но это скорее исключения.
Электронная конфигурация
Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.
Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.
Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).
Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.
Например, хотя обычно у атома никеля десятая валентность (4s 2 3d 8 ), его степень окисления никогда не превышает четырёх. Для цинка 3d-оболочка является полной и ведёт себя подобно электронам ядра.
Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.
Электрическая проводимость
Ответственность за электрическую проводимость вещества в том числе лежит и на электронах. Вследствие чего элементы классифицируются следующим образом:
В твёрдом состоянии металлические элементы обычно имеют высокую электропроводность. Поскольку валентный электрон металла обладает небольшой энергией ионизации, находясь в твёрдом состоянии, он относительно свободно покидает атом, чтобы связываться с другими.
Когда электрон свободный, он может перемещаться под воздействием электрического поля, то есть создавать электрический ток, отвечая за электропроводность металла. Примером хороших проводников могут служить серебро, равно как и золото, алюминий и, конечно, медь.
Как изолятор действует неметаллический элемент, поскольку имеет низкую электропроводность. В таблице Менделеева такие вещества находятся справа. Их валентная оболочка заполнена наполовину (исключение составляет бор). Когда на атом воздействует некоторое электрическое поле, заряженная частица не может его легко покинуть, поэтому такой элемент может проводить слабый постоянный или переменный электрический ток. Например, сера и алмаз — одни из таких веществ.
Изолятором также может быть твёрдое соединение, которое содержит металлы, если для образования ионных связей используются ВЭ атомов металла. К примеру, натрий, хоть он и представляет собой мягкий металл, однако твёрдый хлорид натрия является изолятором.
Поскольку для образования ионной связи ВЭ натрия переносятся в хлор, электроны не имеют возможности легко перемещаться.
Полупроводники обладают промежуточной между металлами и неметаллами электрической проводимостью. Интересно, что при увеличении температуры у этих веществ улучшается проводимость. Германий и кремний можно отнести к типичным элементарным полупроводникам, каждый их атом имеет 4 ВЭ. Надо сказать, что лучше всего свойства полупроводников объясняются с помощью теории зон.
Валентные электроны — правила, формулы и примеры определения
Электроны и валентность
Международный союз теоретической и прикладной химии определил валентность как максимальное число одновалентных атомов (первоначально — водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом или фрагментом рассматриваемого элемента.
Современная альтернативная трактовка звучит несколько иначе: валентность — это число атомов водорода, которые могут объединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное количество атомов кислорода, объединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах. Это определение отличается от формулировки МСТПХ, поскольку большинство веществ имеет более чем одну валентность.
Модель ядерного атома Резерфорда (1911) показала, что внешнюю оболочку атома занимают заряженные частицы, это свидетельствует о том, что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей.
В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь с точки зрения тенденции атомов достигать стабильного октета из 8 электронов в валентной оболочке.
Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам при совместном использовании электронов, а ионная связь — при передаче электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Лэнгмюру. Префикс ко— означает «вместе», то есть атомы разделяют валентность. Поэтому определение валентности по формуле соединения стало возможным.
В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи, которые являются промежуточными, а степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательности двух связанных атомов.
Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы, в которых элементы имеют кажущиеся валентности, например, в молекуле гексафторида серы (SF6). Учёный считал, что сера образует 6 истинных двух электронных связей с использованием sp3 d2 гибридных атомных орбиталей, которые объединяют одну s, три p и две d орбитали.
Для основных элементов в периодической таблице Менделеева валентность может варьироваться от 1 до 7. Многие вещества имеют общую валентность, связанную с их положением в таблице. Для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. д. (соответственно) используются греческие/латинские цифровые префиксы (моно- / уни- / би- / три-).
Виды с одним зарядом являются одновалентными. Например, Cs+ — одновалентный катион, тогда как Ca2+ является двухвалентным, а Fe3+ — трёхвалентным. Существуют также поливалентные катионы, которые не ограничены определённым количеством валентных связей.
В отличие от Cs и Ca, Fe может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион.
Переходные металлы и металлы, как правило, многовалентны, но, к сожалению, не существует простой схемы, предсказывающей их валентность.
Определение количества
Можно определить количество электронов с помощью специального онлайн-калькулятора. Однако его нахождение под рукой не всегда возможно. Поэтому следующий вариант — обратиться к атомной конфигурации элемента и просто сосчитать число заряженных частиц в самой внешней оболочке атома. Однако это чрезвычайно утомительное занятие, так как, возможно, придётся пролистать много учебников, чтобы найти конфигурации, с которыми исследователь не знаком.
Количество ВЭ элемента и его валентность определить по таблице Менделеева проще всего. Нужно обратить внимание на вертикальный столбец, в котором указана классификация.
Исключением являются переходные металлы — 3−12 группы.
Цифра в порядковом номере группы показывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом вещества, указанного в этом конкретном столбце.
Пример в таблице:
| Группа | ВЭ |
|---|---|
| 1 (I) (щелочные металлы) | 1 |
| 2 (II) (щёлочноземельные металлы) | 2 |
| 3−12 (переходные металлы) | 3−12 |
| 13 (III) (борная группа) | 3 |
| 14 (IV) (углеродная) | 4 |
| 15 (V) (группа азота) | 5 |
| 16 (VI) (кислородная группа) | 6 |
| 17 (VII) (галогены) | 7 |
| 18 (VIII или 0) (благородные газы) | 8 |
Надо сказать, что периодическая таблица — это аккуратное расположение всех элементов, которые известны науке на данный момент.
Они располагаются слева направо в порядке возрастания их атомарных номеров или числа протонов (электронов), которые они содержат.
Все вещества в таблице Менделеева делятся на четыре категории:
Последние два — это внутренние переходные элементы, образующие мост в группах 2 и 13. Таблица содержит строки — периоды — и 18 столбцов, известных как группы. Есть ещё подтаблица, которая содержит 7 строк и 2 столбца с более редкими веществами.
Номер строки (периода) элемента показывает количество оболочек, окружающих его ядро.
Химические реакции
Число электронов, содержащихся во внешней оболочке атома, которая ещё называется валентной, определяет его способность образовывать связи. Поэтому элементы с одинаковым количеством валентных электронов в атоме группируются в периодическую таблицу. Обычно вещества главной группы, исключая гелий и водород, имеют тенденцию вступать в реакцию с образованием замкнутой оболочки, которая соответствует конфигурации электронов s2 p6. Это называется правилом октетов, поскольку у каждого связанного атома будет восемь ВЭ, учитывая общие электроны.
Из металлических элементов наиболее реакционноспособными являются щелочные металлы первой группы, например, калий и натрий. Такой атом имеет только один ВЭ. Эта единственная заряженная частица с лёгкостью теряется во время образования ионной связи, после чего образуется катион (положительный ион), например, K+ или Na+, оболочка которого будет закрыта.
Вторая группа — щёлочноземельные металлы, например, магний, — менее реактивны. Чтобы получить положительный ион (Mg2+), каждому их атому нужно отдать два ВЭ.
В любой группе (в столбце таблицы Менделеева) металлов реакционная способность становится больше, если двигаться от лёгкого вещества к более тяжёлому, то есть увеличивается с каждым нижним рядом таблицы. Происходит это просто потому, что у тяжёлых элементов больше оболочек. Их ВЭ приходится существовать в условиях более высоких главных квантовых чисел.
Они находятся дальше от атомного ядра и, следовательно, обладают более высокой потенциальной энергией, это означает, что связь между ними менее тесная.
Атом неметалла настроен привлекать дополнительные ВЭ, чтобы образовать полную валентную оболочку. Это может быть достигнуто одним из двух способов:
Наиболее реактивными видами неметаллических элементов являются галогены. К ним можно отнести хлор (Cl) или, например, фтор (F).
Если двигаться от лёгкого элемента к тяжёлому, в пределах каждой группы неметаллов их реакционная способность будет уменьшаться. Это потому, что ВЭ будут терять тесную связь, поскольку приобретают более высокую энергию. По факту, самый лёгкий элемент в группе 16 — кислород — наиболее реакционноспособный неметалл, после фтора, конечно.
В таких простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна количеству разделённых электронов, потерянных или полученных для того, чтобы сформировался стабильный октет. Однако есть также много молекул, для которых валентность менее чётко определена, но это скорее исключения.
Электронная конфигурация
Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.
Следовательно, число валентных электронов, которое может быть у вещества, зависит от конфигурации самих частиц. Например, чтобы определить валентные электроны фосфора, нужно записать его конфигурацию: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Итак, получается 5 ВЭ (3s 2 3p 3), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5.
Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.
Как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные, хотя они не находятся в оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, это сокращённо — [Ar] 4s2 3d5, где [Ar] — обозначение конфигурации ядра, идентичной благородному газу — аргону. Электрон 3d этого атома имеет энергию, аналогичную 4s, но превышающую 3s или 3p.
Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s2 3d5), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).
Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.
Например, хотя обычно у атома никеля десятая валентность (4s2 3d8), его степень окисления никогда не превышает четырёх. Для цинка 3d-оболочка является полной и ведёт себя подобно электронам ядра.
Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.
Электрическая проводимость
Ответственность за электрическую проводимость вещества в том числе лежит и на электронах. Вследствие чего элементы классифицируются следующим образом:
В твёрдом состоянии металлические элементы обычно имеют высокую электропроводность. Поскольку валентный электрон металла обладает небольшой энергией ионизации, находясь в твёрдом состоянии, он относительно свободно покидает атом, чтобы связываться с другими.
Когда электрон свободный, он может перемещаться под воздействием электрического поля, то есть создавать электрический ток, отвечая за электропроводность металла. Примером хороших проводников могут служить серебро, равно как и золото, алюминий и, конечно, медь.
Как изолятор действует неметаллический элемент, поскольку имеет низкую электропроводность. В таблице Менделеева такие вещества находятся справа. Их валентная оболочка заполнена наполовину (исключение составляет бор). Когда на атом воздействует некоторое электрическое поле, заряженная частица не может его легко покинуть, поэтому такой элемент может проводить слабый постоянный или переменный электрический ток. Например, сера и алмаз — одни из таких веществ.
Изолятором также может быть твёрдое соединение, которое содержит металлы, если для образования ионных связей используются ВЭ атомов металла. К примеру, натрий, хоть он и представляет собой мягкий металл, однако твёрдый хлорид натрия является изолятором.
Поскольку для образования ионной связи ВЭ натрия переносятся в хлор, электроны не имеют возможности легко перемещаться.
Полупроводники обладают промежуточной между металлами и неметаллами электрической проводимостью. Интересно, что при увеличении температуры у этих веществ улучшается проводимость. Германий и кремний можно отнести к типичным элементарным полупроводникам, каждый их атом имеет 4 ВЭ. Надо сказать, что лучше всего свойства полупроводников объясняются с помощью теории зон.