Valenzelektron - Valence electron

Vier kovalente Bindungen . Kohlenstoff hat vier Valenzelektronen und hier eine Valenz von vier. Jedes Wasserstoffatom hat ein Valenzelektron und ist einwertig.

In Chemie und Physik ist ein Valenzelektron ein Elektron in der äußeren Hülle , das einem Atom zugeordnet ist und an der Bildung einer chemischen Bindung teilnehmen kann, wenn die äußere Hülle nicht geschlossen ist; in einer einzigen kovalenten Bindung tragen beide Atome in der Bindung ein Valenzelektron bei, um ein gemeinsames Paar zu bilden .

Das Vorhandensein von Valenzelektronen kann das bestimmt Element ist chemische Eigenschaften, wie seine Valenz -ob kann es Bindung mit anderen Elementen , und wenn ja, wie leicht und wie viele. Auf diese Weise hängt die Reaktivität eines bestimmten Elements stark von seiner elektronischen Konfiguration ab. Für ein Hauptgruppenelement kann ein Valenzelektron nur in der äußersten Elektronenschale existieren ; bei einem Übergangsmetall kann sich ein Valenzelektron auch in einer inneren Schale befinden.

Ein Atom mit einer geschlossenen Hülle aus Valenzelektronen (entsprechend einer Edelgaskonfiguration ) neigt dazu, chemisch inert zu sein . Atome mit einem oder zwei Valenzelektronen mehr als eine geschlossene Schale sind aufgrund der relativ geringen Energie hochreaktiv, um die zusätzlichen Valenzelektronen zu entfernen, um ein positives Ion zu bilden . Ein Atom mit einem oder zwei Elektronen weniger als eine geschlossene Schale ist reaktiv, da es dazu neigt, entweder die fehlenden Valenzelektronen zu gewinnen und ein negatives Ion zu bilden, oder aber Valenzelektronen zu teilen und eine kovalente Bindung zu bilden.

Ähnlich wie ein Kernelektron besitzt ein Valenzelektron die Fähigkeit, Energie in Form eines Photons aufzunehmen oder abzugeben . Ein Energiegewinn kann dazu führen, dass sich das Elektron zu einer äußeren Schale bewegt (springt); dies wird als atomare Anregung bezeichnet . Oder das Elektron kann sich sogar aus der Hülle seines zugehörigen Atoms befreien; Dies ist eine Ionisierung , um ein positives Ion zu bilden. Wenn ein Elektron Energie verliert (wodurch ein Photon emittiert wird), kann es sich in eine nicht vollständig besetzte innere Schale bewegen.

Überblick

Elektronenkonfiguration

Die Elektronen, die die Valenz bestimmen – also wie ein Atom chemisch reagiert – sind diejenigen mit der höchsten Energie .

Für ein Hauptgruppenelement sind die Valenzelektronen definiert als diejenigen Elektronen, die sich in der Elektronenhülle der höchsten Hauptquantenzahl n befinden . Somit hängt die Anzahl der Valenzelektronen, die es haben kann, auf einfache Weise von der Elektronenkonfiguration ab . Zum Beispiel ist die elektronische Konfiguration von Phosphor (P) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3, so dass es 5 Valenzelektronen (3s 2 3p 3 ) gibt, entsprechend einer maximalen Valenz für P von 5 wie im Molekül PF 5 ; diese Konfiguration wird normalerweise mit [Ne] 3s 2 3p 3 abgekürzt, wobei [Ne] die Kernelektronen bezeichnet, deren Konfiguration mit der des Edelgases Neon identisch ist .

Jedoch Übergangselemente sind teilweise gefüllte ( n - 1) d Energieniveaus, die sehr nahe in der Energie sind n s - Ebene. Im Gegensatz zu Hauptgruppenelementen wird ein Valenzelektron für ein Übergangsmetall also als ein Elektron definiert, das sich außerhalb eines Edelgaskerns befindet. Daher verhalten sich die d-Elektronen in Übergangsmetallen im Allgemeinen wie Valenzelektronen, obwohl sie sich nicht in der äußersten Schale befinden. Zum Beispiel Mangan (Mn) hat Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ; dies wird mit [Ar] 4s 2 3d 5 abgekürzt , wobei [Ar] eine Kernkonfiguration bezeichnet, die mit der des Edelgases Argon identisch ist . In diesem Atom hat ein 3d-Elektron eine ähnliche Energie wie ein 4s-Elektron und viel höher als die eines 3s- oder 3p-Elektrons. Tatsächlich befinden sich möglicherweise sieben Valenzelektronen (4s 2 3d 5 ) außerhalb des argonartigen Kerns; dies steht im Einklang mit der chemischen Tatsache, dass Mangan eine Oxidationsstufe von bis zu +7 haben kann (im Permanganat- Ion: MnO
4
).

Je weiter rechts in jeder Übergangsmetallreihe, desto niedriger ist die Energie eines Elektrons in der Ad-Unterschale und desto weniger hat ein solches Elektron Valenzeigenschaften. Obwohl also ein Nickelatom im Prinzip zehn Valenzelektronen (4s 2 3d 8 ) besitzt, überschreitet seine Oxidationsstufe nie vier. Für Zink ist die 3d-Unterschale in allen bekannten Verbindungen vollständig, obwohl sie in einigen Verbindungen zum Valenzband beiträgt.

Die d-Elektronenzahl ist ein alternatives Werkzeug zum Verständnis der Chemie eines Übergangsmetalls.

Die Anzahl der Valenzelektronen

Die Anzahl der Valenzelektronen eines Elements kann durch die Gruppe des Periodensystems (senkrechte Spalte) bestimmt werden, in die das Element eingeordnet ist. Mit Ausnahme der Gruppen 3–12 (den Übergangsmetallen ) gibt die Einerstelle der Gruppennummer an, wie viele Valenzelektronen einem neutralen Atom eines in dieser Spalte aufgeführten Elements zugeordnet sind.

Das Periodensystem der chemischen Elemente
Periodensystemblock Periodensystemgruppe Valenzelektronen
S Gruppe 1 (I) ( Alkalimetalle ) 1
Gruppe 2 (II) ( Erdalkalimetalle ) und Helium 2
F Lanthanoide und Actiniden 3–16
D Gruppen 3-12 ( Übergangsmetalle ) 3–12
P Gruppe 13 (III) ( Borgruppe ) 3
Gruppe 14 (IV) ( Kohlenstoffgruppe ) 4
Gruppe 15 (V) ( Pniktogene oder Stickstoffgruppe) 5
Gruppe 16 (VI) ( Chalkogene oder Sauerstoffgruppe) 6
Gruppe 17 (VII) ( Halogene ) 7
Gruppe 18 (VIII oder 0) ( Edelgase ) außer Helium 8

Eine Ausnahme bildet Helium: Obwohl es eine 1s 2 -Konfiguration mit zwei Valenzelektronen hat und damit einige Ähnlichkeiten mit den Erdalkalimetallen mit ihren n s 2 -Valenzkonfigurationen aufweist, ist seine Hülle vollständig gefüllt und daher chemisch sehr inert und wird normalerweise platziert in Gruppe 18 mit den anderen Edelgasen.

Valenzschale

Die Valenzschale ist die Menge von Orbitalen, die energetisch für die Aufnahme von Elektronen zur Bildung chemischer Bindungen zugänglich sind .

Bei Hauptgruppenelementen besteht die Valenzschale aus den n s - und n p -Orbitalen in der äußersten Elektronenschale . Bei Übergangsmetallen sind die Orbitale der unvollständigen ( n −1)d-Unterschale enthalten, bei Lanthaniden und Actiniden unvollständige ( n −2) f- und ( n −1)d-Unterschalen. Die beteiligten Orbitale können sich in einer inneren Elektronenschale befinden und entsprechen nicht alle der gleichen Elektronenschale oder Hauptquantenzahl n in einem gegebenen Element, aber sie haben alle ähnliche Abstände vom Kern.

Elementtyp Wasserstoff und Helium p-Block
( Hauptgruppenelemente )
D-Block
( Übergangsmetalle )
f-Block
( Lanthanide und Actiniden )
Valenzorbitale
  • 1s
  • n s
  • n p
  • n s
  • ( n −1)d
  • n p
  • n s
  • ( n −2)f
  • ( n −1)d
  • n p
Regeln zum Elektronenzählen Duett-/Duett-Regel Oktettregel 18-Elektronen-Regel 32-Elektronen-Regel

Als allgemeine Regel gilt, dass ein Hauptgruppenelement (außer Wasserstoff oder Helium) dazu neigt, eine 2 p 6 -Elektronenkonfiguration zu bilden . Diese Tendenz wird Oktettregel genannt , weil jedes gebundene Atom 8 Valenzelektronen einschließlich geteilter Elektronen hat. In ähnlicher Weise neigt ein Übergangsmetall dazu, zu reagieren, um eine Elektronenkonfiguration von 10 s 2 p 6 zu bilden . Diese Tendenz wird 18-Elektronen-Regel genannt , weil jedes gebundene Atom 18 Valenzelektronen einschließlich geteilter Elektronen hat.

Chemische Reaktionen

Die Anzahl der Valenzelektronen in einem Atom bestimmt sein Bindungsverhalten . Daher werden Elemente, deren Atome die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben können, im Periodensystem der Elemente zusammengefasst.

Die reaktivste Art von metallischem Element ist ein Alkalimetall der Gruppe 1 (zB Natrium oder Kalium ); dies liegt daran, dass ein solches Atom nur ein einziges Valenzelektron hat; während der Bildung einer ionischen Bindung, die die notwendige Ionisierungsenergie liefert , geht dieses eine Valenzelektron leicht verloren, um ein positives Ion (Kation) mit einer geschlossenen Schale (zB Na + oder K + ) zu bilden. Ein Erdalkalimetall der Gruppe 2 (zB Magnesium ) ist etwas weniger reaktiv, da jedes Atom zwei Valenzelektronen verlieren muss, um ein positives Ion mit einer geschlossenen Schale (zB Mg 2+ ) zu bilden.

Innerhalb jeder Gruppe (jeder Spalte des Periodensystems) von Metallen nimmt die Reaktivität mit jeder unteren Reihe der Tabelle (von einem leichten Element zu einem schwereren Element) zu, weil ein schwereres Element mehr Elektronenhüllen hat als ein leichteres Element; die Valenzelektronen eines schwereren Elements existieren bei höheren Hauptquantenzahlen (sie sind weiter vom Atomkern entfernt und haben daher höhere potentielle Energien, was bedeutet, dass sie weniger fest gebunden sind).

Ein Nichtmetallatom neigt dazu, zusätzliche Valenzelektronen anzuziehen, um eine vollständige Valenzschale zu erhalten; Dies kann auf zwei Arten erreicht werden: Ein Atom kann entweder Elektronen mit einem Nachbaratom teilen (eine kovalente Bindung ) oder es kann Elektronen von einem anderen Atom entfernen (eine Ionenbindung ). Die reaktivste Art von Nichtmetallelement ist ein Halogen (zB Fluor (F) oder Chlor (Cl)). Ein solches Atom hat die folgende Elektronenkonfiguration: s 2 p 5 ; dies erfordert nur ein zusätzliches Valenzelektron, um eine geschlossene Schale zu bilden. Um eine ionische Bindung zu bilden, kann ein Halogenatom ein Elektron von einem anderen Atom entfernen, um ein Anion zu bilden (zB F , Cl usw.). Um eine kovalente Bindung zu bilden, bilden ein Elektron des Halogens und ein Elektron eines anderen Atoms ein gemeinsames Paar (zB im Molekül H–F repräsentiert die Linie ein gemeinsames Paar von Valenzelektronen, eines von H und eines von F).

Innerhalb jeder Gruppe von Nichtmetallen nimmt die Reaktivität mit jeder unteren Reihe der Tabelle (von einem leichten Element zu einem schweren Element) im Periodensystem ab, da die Valenzelektronen bei zunehmend höheren Energien und damit zunehmend weniger fest gebunden sind. Tatsächlich ist Sauerstoff (das leichteste Element der Gruppe 16) nach Fluor das reaktivste Nichtmetall, obwohl es kein Halogen ist, da die Valenzschale eines Halogens eine höhere Hauptquantenzahl hat.

In diesen einfachen Fällen, in denen die Oktettregel befolgt wird, entspricht die Wertigkeit eines Atoms der Anzahl der Elektronen, die gewonnen, verloren oder geteilt werden, um das stabile Oktett zu bilden. Es gibt jedoch auch viele Moleküle, die Ausnahmen sind und bei denen die Wertigkeit weniger klar definiert ist.

Elektrische Leitfähigkeit

Valenzelektronen sind auch für die elektrische Leitfähigkeit eines Elements verantwortlich; Als Ergebnis kann ein Element als Metall , Nichtmetall oder Halbleiter (oder Metalloid ) klassifiziert werden .

Metallische Elemente weisen im festen Zustand im Allgemeinen eine hohe elektrische Leitfähigkeit auf . In jeder Reihe des Periodensystems stehen die Metalle links von den Nichtmetallen, und somit hat ein Metall weniger mögliche Valenzelektronen als ein Nichtmetall. Ein Valenzelektron eines Metallatoms hat jedoch eine kleine Ionisierungsenergie , und im Festkörper kann dieses Valenzelektron relativ frei ein Atom verlassen, um sich mit einem anderen in der Nähe zu assoziieren. Ein solches "freies" Elektron kann unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes bewegt werden , und seine Bewegung bildet einen elektrischen Strom ; es ist für die elektrische Leitfähigkeit des Metalls verantwortlich. Kupfer , Aluminium , Silber und Gold sind Beispiele für gute Leiter.

Ein nichtmetallisches Element hat eine geringe elektrische Leitfähigkeit; es wirkt als Isolator . Ein solches Element befindet sich rechts vom Periodensystem und hat eine mindestens halbvolle Valenzschale (Ausnahme ist Bor ). Seine Ionisierungsenergie ist groß; ein Elektron kann ein Atom nicht leicht verlassen, wenn ein elektrisches Feld angelegt wird, und daher kann ein solches Element nur sehr kleine elektrische Ströme leiten. Beispiele für feste elementare Isolatoren sind Diamant (ein Allotrop von Kohlenstoff ) und Schwefel .

Auch eine metallhaltige feste Verbindung kann ein Isolator sein, wenn die Valenzelektronen der Metallatome zur Bildung von Ionenbindungen genutzt werden . Obwohl beispielsweise elementares Natrium ein Metall ist, ist festes Natriumchlorid ein Isolator, da das Valenzelektron von Natrium auf Chlor übertragen wird, um eine ionische Bindung zu bilden, und dieses Elektron daher nicht leicht bewegt werden kann.

Ein Halbleiter hat eine elektrische Leitfähigkeit, die zwischen der eines Metalls und der eines Nichtmetalls liegt; Ein Halbleiter unterscheidet sich auch dadurch von einem Metall, dass die Leitfähigkeit eines Halbleiters mit der Temperatur zunimmt . Die typischen elementaren Halbleiter sind Silizium und Germanium , von denen jedes Atom vier Valenzelektronen besitzt. Die Eigenschaften von Halbleitern lassen sich am besten mit der Bandtheorie erklären , als Folge einer kleinen Energielücke zwischen einem Valenzband (das die Valenzelektronen am absoluten Nullpunkt enthält) und einem Leitungsband (zu dem Valenzelektronen durch thermische Energie angeregt werden).

Verweise

Externe Links

  1. Franziskus, Eden. Valenzelektronen .