В химии валентными электронами называют электроны атома, которые могут участвовать в образовании химических связей. У элементов главных подгрупп они находятся на внешней оболочке; у d- и f-элементов при описании валентных электронов учитывают также электроны внутренних d- и f-подоболочек. Валентные электроны во многом определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Способность отдавать электроны (проявлять свойства восстановителя) или принимать их (проявлять свойства окислителя) зависит не только от числа валентных электронов, но и от энергий ионизации, сродства к электрону и условий реакции. Замкнутая конфигурация валентных электронов характерна для благородных газов, которые обычно проявляют низкую химическую активность. Периодическое повторение сходных валентных электронных конфигураций определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Для атомов благородных газов характерна электронная конфигурация внешних подоболочек ns2np6, а для гелия — 1s2. Атомы, имеющие один или два электрона на новой внешней оболочке сверх конфигурации благородного газа, часто образуют положительные ионы при отдаче этих электронов. Атомы, которым до октета недостаёт одного или двух электронов, могут приобретать их с образованием отрицательных ионов либо образовывать ковалентные связи за счёт обобществления электронов.

Подобно электрону во внутренней оболочке, валентный электрон может участвовать в переходах с поглощением или испусканием фотона. Получение энергии может перевести электрон на более высокий разрешённый энергетический уровень, что соответствует возбуждению атома. Если нейтральному атому сообщена энергия, достаточная для удаления электрона, возможна ионизация с образованием положительного иона. Минимальная энергия удаления электрона из атома в основном состоянии называется энергией ионизации. При переходе электрона на доступный более низкий энергетический уровень атом может испустить фотон.

Электронные оболочки соответствуют главным квантовым числам n = 1, 2, 3, 4, 5, … и обозначаются буквами, используемыми в рентгеновской нотации атомных орбиталей: K, L, M, N, O, …. В многоэлектронном атоме энергия электрона зависит не только от n, но и от подоболочки и электронной конфигурации.

Количество валентных электронов

У нейтральных атомов элементов главных подгрупп в основном состоянии количество валентных электронов связано с номером группы: для групп 1 и 2 оно равно номеру группы, а для групп 13—18 — номеру группы минус 10. Исключение составляет гелий, имеющий два валентных электрона. Число валентных электронов не следует отождествлять с валентностью атома или его степенью окисления.

ГруппыЧисло валентных электронов Группа 1 (I) (водород и щелочные металлы) 1 Группа 2 (II) (щёлочноземельные металлы) 2 Группы 3—12 (d-элементы) 3—12 при суммарном подсчёте ns- и (n−1)d-электроновЭтот подсчёт не означает, что все учитываемые электроны одинаково участвуют в образовании связей. Понятие «d-элементы» не полностью совпадает с определением переходного элемента ИЮПАК: у переходного элемента неполная d-подоболочка имеется у атома или у образуемых им катионов. Группа 13 (III) (подгруппа бора) 3 Группа 14 (IV) (подгруппа углерода) 4 Группа 15 (V) (подгруппа азота (пниктогены)) 5 Группа 16 (VI) (халькогены) 6 Группа 17 (VII) (галогены) 7 Группа 18 (VIII или 0) (инертные газы) 8 (2 у гелия)

Электронные конфигурации

Химические свойства атома во многом определяются конфигурацией его валентных электронов, которые обычно слабее связаны с ядром, чем внутренние электроны.

Для валентные электроны определяются как те электроны, которые находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n. Таким образом, число валентных электронов, которое может иметь химический элемент, зависит от электронной конфигурации. Например, электронная конфигурация атома фосфора (P) в основном состоянии составляет 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, поэтому он имеет 5 валентных электронов (3s2 3p3). В молекуле PF5 атом фосфора образует пять связей с атомами фтора.

У переходных металлов к валентным относят не только ns-, но и (n−1)d-электроны. Энергии этих подоболочек могут быть близки; их соотношение зависит от электронной конфигурацииThe order of filling 3d and 4s orbitals . Chemguide.. Поэтому валентные d-электроны не обязательно находятся на внешней оболочке с наибольшим n. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5. При суммарном учёте 4s- и 3d-электронов атом марганца имеет семь валентных электронов (4s2 3d5). Марганец может иметь степень окисления +7, например в перманганатном ионе MnO4−.

Число учитываемых валентных электронов само по себе не задаёт степень окисления. Так, у атома никеля при таком подсчёте имеется десять валентных электронов (4s2 3d8), но в его соединениях встречаются, например, степени окисления +2, +3 и +4. У цинка 3d-подоболочка заполнена; при образовании обычного иона Zn2+ она сохраняет конфигурацию 3d10, а атом теряет два 4s-электрона.

Для переходных металлов по одному лишь общему числу валентных электронов нельзя однозначно предсказать характер связей и степени окисления в соединениях.

Химические реакции

Число и конфигурация валентных электронов атома во многом определяют его поведение в химических связях. Элементы главных подгрупп с одинаковым числом валентных электронов объединены в группы периодической таблицы. При описании многих соединений таких элементов используется правило октета: в структуре Льюиса вокруг атома учитывают восемь электронов, включая общие электронные пары. Для водорода заполненная оболочка содержит два электрона, как у гелия. Правило октета имеет исключения и не является универсальным законом.

К наиболее химически активным металлам относятся щелочные металлы группы 1 (например, натрий или калий). Их атомы имеют один валентный электрон и сравнительно небольшую первую энергию ионизации; при отдаче этого электрона образуется положительный ион (катион) с замкнутой оболочкой (например, Na+ или K+). Ионизация требует затраты энергии; при образовании ионного кристалла эта затрата может компенсироваться другими составляющими энергетического баланса, в частности выделением энергии при образовании кристаллической решётки. Щёлочноземельные металлы группы 2 (например, магний) обычно образуют катионы с зарядом 2+ (например, Mg2+), теряя два валентных электрона. Их первые энергии ионизации выше, чем у щелочных металлов того же периода, однако химическая активность зависит и от других факторов.

В группах щелочных и щёлочноземельных металлов химическая активность, как правило, увеличивается сверху вниз. При увеличении числа электронных оболочек возрастает экранирование заряда ядра внутренними электронами; внешние электроны в целом слабее связаны с ядром, а первые энергии ионизации уменьшаются.

Атомы неметаллов во многих соединениях достигают замкнутой валентной конфигурации за счёт обобществления электронов с соседними атомами (ковалентная связь) либо присоединения электронов с образованием анионов (ионная связь). К химически активным неметаллам относятся галогены, например фтор (F) и хлор (Cl). Их атомы имеют конфигурацию внешних подоболочек ns2np5; для дополнения её до октета требуется один электрон. Принимая электрон, атом галогена образует анион, например F− или Cl−. В простейшей модели ковалентной связи один электрон галогена и один электрон другого атома образуют общую пару: например, связь H—F в молекуле фтороводорода образована такой парой.

Для галогенов окислительная способность простых веществ при сравнении в водных растворах уменьшается в ряду F2, Cl2, Br2, I2. Эту закономерность нельзя безусловно распространять на все группы неметаллов и любые химические реакции.

В простых случаях правило октета помогает предсказывать число ковалентных связей, образуемых атомом. Однако оно не является определением валентности, а исключения из правила октета сами по себе не означают неопределённости валентности.

Электропроводность

Валентные электроны участвуют в процессах, определяющих электропроводность вещества. По характеру электронной проводимости твёрдые вещества различают как проводники, полупроводники и диэлектрики; эта классификация не тождественна делению элементов на металлы, неметаллы и металлоиды.

Металлы обычно имеют высокую электропроводность в твёрдом состоянии. В металлическом кристалле часть электронов занимает делокализованные состояния, не связанные с одним определённым атомом. Под действием электрического поля возникает направленное движение электронов, создающее электрический ток. Примерами хороших проводников являются такие металлы, как медь, алюминий, серебро и золото.

Многие неметаллические простые вещества имеют низкую электропроводность и выступают в качестве изоляторов. Примерами твёрдых изоляторов являются алмаз (аллотроп углерода) и сера. Однако графит, другая аллотропная модификация углерода, проводит электрический ток. Бор при комнатной температуре плохо проводит ток, но при нагревании его проводимость возрастает.

Твёрдое соединение, содержащее металлы, также может быть изолятором. Например, хотя натрий представляет собой металл, твёрдый хлорид натрия при обычных условиях практически не проводит ток: его электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, а ионы удерживаются в узлах решётки. В расплаве и водном растворе NaCl электрический ток переносится подвижными ионами.

Полупроводник обычно имеет электропроводность, промежуточную между проводимостью хорошего проводника и диэлектрика. При преобладании собственной проводимости его электропроводность увеличивается с температурой; в легированных полупроводниках температурная зависимость определяется как концентрацией, так и подвижностью носителей заряда и может быть иной. Типичными полупроводниками являются кремний и германий, каждый атом которых имеет четыре валентных электрона. Свойства полупроводников объясняются с помощью зонной теории. В идеальном собственном полупроводнике при абсолютном нуле валентная зона заполнена, а зона проводимости пуста; их разделяет запрещённая зона. Тепловое возбуждение переводит часть электронов в зону проводимости и оставляет в валентной зоне дырки; оба типа носителей участвуют в проводимости.

Примечания

Ссылки Francis, Eden. Valence Electrons.

Категория:Электрон Категория:Химическая связь