Как составить электронную конфигурацию валентных электронов

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии – мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а – отриц. частица + tomos – отдел, греч. atomos – неделимый) – электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется “планетарной” и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos – первый) – положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter – ни тот, ни другой) – нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron – янтарь) – стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома –
порядковый номер в таблице Менделеева – равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

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.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “1s” ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами – 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (2s²) и p-подуровня: трех “p” ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (3s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти “d” ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (4s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти “d” ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи “f” ячеек (4f¹⁴), 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”.

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь – клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной “ячейке”) не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

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.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода – 6, у серы – 16.

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.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод – 1s²2s²2p²
• Серы – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне – это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод – 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью – способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод – 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

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.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний – 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением – провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую “неправильную” (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора – возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали (“ячейки”) – электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

Была ли эта статья полезной?

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:

• элементы основной группы;
• переходные элементы;
• лантаноиды;
• актиниды.

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:

• посредством ковалентной связи, то есть атом поделится электронами с соседом;
• будет использована ионная связь, то есть электроны возьмут из другого атома.

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:

• металлоиды (полупроводники);
• неметаллы;
• металлы.

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.

В химия и физика, а валентный электрон это внешняя оболочка электрон что связано с атом, и которые могут участвовать в формировании химическая связь если внешняя оболочка не закрыта; в единственном Ковалентная связь, оба атома в связи вносят один валентный электрон, чтобы сформировать общая пара.

Наличие валентных электронов может определять элемент с химический свойства, такие как валентность – может ли он связываться с другими элементами, и если да, то насколько легко и с каким их количеством. Таким образом, реакционная способность данного элемента сильно зависит от его электронной конфигурации. Для элемент основной группы, валентный электрон может существовать только во внешнем электронная оболочка; для переходный металл, валентный электрон также может находиться во внутренней оболочке.

Атом с закрытая оболочка валентных электронов (соответствующих электронная конфигурация s²п⁶ для элементов основной группы или d¹⁰s²п⁶ для переходных металлов) имеет тенденцию быть химически инертный. Атомы с одним или двумя валентными электронами больше, чем закрытая оболочка, обладают высокой реакционной способностью из-за относительно низкой энергии для удаления лишних валентных электронов с образованием положительного ион. Атом с одним или двумя электронами меньше, чем закрытая оболочка, является реактивным из-за его тенденции либо получить недостающие валентные электроны и образовать отрицательный ион, либо разделить валентные электроны и сформировать ковалентную связь.

Похоже на основной электрон, валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в виде фотон. Увеличение энергии может заставить электрон переместиться (прыгнуть) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение. Или электрон может даже вырваться из оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая излучение фотона), он может перемещаться во внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.

Обзор

Электронная конфигурация

Электроны, определяющие валентность – как атом химически реагирует – те, у кого самый высокий энергия.

Для элемент основной группы, валентные электроны определяются как электроны, находящиеся в электронной оболочке наивысшего главное квантовое число п.^[1] Таким образом, количество валентных электронов, которое он может иметь, зависит от электронная конфигурация простым способом. Например, электронная конфигурация фосфор (P) составляет 1 с² 2 с² 2p⁶ 3 с² 3p³ так что имеется 5 валентных электронов (3s² 3p³), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5, как в молекуле PF₅; эта конфигурация обычно сокращается до [Ne] 3s² 3p³, где [Ne] обозначает остовные электроны, конфигурация которых идентична конфигурации благородный газ неон.

Тем не мение, переходные элементы частично заполнены (п − 1)d уровни энергии, которые очень близки по энергии к пs уровень.^[2] Таким образом, в отличие от элементов основной группы, валентный электрон переходного металла определяется как электрон, находящийся вне ядра благородного газа.^[3] Таким образом, обычно d Электроны в переходных металлах ведут себя как валентные электроны, хотя они не находятся во внешней оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s² 2 с² 2p⁶ 3 с² 3p⁶ 4 с² 3D⁵; это сокращенно [Ar] 4s² 3D⁵, где [Ar] обозначает конфигурацию активной зоны, идентичную конфигурации благородного газа. аргон. В этом атоме 3d-электрон имеет энергию, схожую с энергией 4s-электрона и намного выше, чем у 3s- или 3p-электрона. Фактически, возможно, существует семь валентных электронов (4s² 3D⁵) вне аргоноподобного ядра; это согласуется с химическим фактом, что марганец может иметь степень окисления до +7 (в перманганат ион: MnO⁻
₄).

Чем дальше вправо в каждой серии переходных металлов, тем ниже энергия электрона в d подоболочке и тем меньше у такого электрона валентных свойств. Таким образом, хотя никель атом имеет, в принципе, десять валентных электронов (4s² 3D⁸), его степень окисления никогда не превышает четырех. За цинк, подоболочка 3d является полной во всех известных соединениях, хотя она вносит вклад в валентную зону в некоторых соединениях.^[4]

В d количество электронов является альтернативным инструментом для понимания химии переходного металла.

Количество валентных электронов

Число валентных электронов элемента можно определить по группа периодической таблицы (вертикальный столбец), в котором классифицируется элемент. За исключением групп 3–12 ( переходные металлы ), цифра единиц номера группы указывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом элемента, указанного в этом конкретном столбце.

Блок периодической таблицы	Группа периодической таблицы	Валентные электроны
s	Группа 1 (I) (щелочных металлов )	1
Группа 2 (II) (щелочноземельные металлы ) и гелий	2
ж	Лантаноиды и актиниды	3–16[а]
d	Группы 3-12 (переходные металлы )	3–12[b]
п	Группа 13 (III) (группа бора )	3
Группа 14 (IV) (группа углерода )	4
Группа 15 (V) (пниктогены или азотная группа)	5
Группа 16 (VI) (халькогены или кислородная группа)	6
Группа 17 (VII) (галогены )	7
Группа 18 (VIII или 0) (благородные газы ) кроме гелия	8

Гелий – исключение: несмотря на то, что он имеет 1 с² конфигурация с двумя валентными электронами и, таким образом, имеет некоторое сходство с щелочноземельными металлами с их ns² валентных конфигураций, его оболочка полностью заполнена и, следовательно, химически очень инертна и обычно помещается в группу 18 с другими благородными газами.

валентной оболочки

Валентная оболочка – это набор орбитали которые энергетически доступны для приема электронов с образованием химические связи.

Для элементов основной группы валентная оболочка состоит из ns и np орбиталей в наиболее удаленных электронная оболочка. В случае переходные металлы ((n-1) d орбитали) и лантаноиды и актиниды ((n-2) f и (n-1) d орбитали), задействованные орбитали также могут находиться во внутренней электронной оболочке. Таким образом ракушка терминология неправильное употребление поскольку нет соответствия между валентной оболочкой и какой-либо конкретной электронной оболочкой в ​​данном элементе. С научной точки зрения правильный термин был бы валентная орбиталь для обозначения энергетически доступных орбиталей элемента.

Тип элемента	Водород и гелий	p-блок (Элементы основной группы )	d-блок (Переходные металлы )	f-блок (Лантаноиды и актиниды )
Валентные орбитали[5]	1 с	нс нп	нс (п-1) д нп	нс (п-2) ж (п-1) д нп
Правила счета электронов	Правило дуэта	Правило октета	18-электронное правило	32-электронное правило

Как правило, элемент основной группы (кроме водорода или гелия) имеет тенденцию реагировать с образованием²п⁶ электронная конфигурация. Эта тенденция называется Правило октета, потому что каждый связанный атом имеет 8 валентных электронов, включая общие электроны. Аналогично переходный металл имеет тенденцию реагировать, чтобы сформировать d¹⁰s²п⁶ электронная конфигурация. Эта тенденция называется 18-электронное правило, потому что каждый связанный атом имеет 18 валентных электронов, включая общие электроны.

Химические реакции

Количество валентных электронов в атоме определяет его связь поведение. Следовательно, элементы, атомы которых могут иметь одинаковое количество валентных электронов, группируются вместе в периодическая таблица элементов.

Большинство реактивный Что-то вроде металлический элемент является щелочной металл группы 1 (например, натрий или же калий ); это потому, что такой атом имеет только один валентный электрон; при формировании ионная связь что обеспечивает необходимые энергия ионизации, этот один валентный электрон легко теряется с образованием положительного ион (катион) с закрытой оболочкой (например, Na⁺ или K⁺). An щелочноземельный металл группы 2 (например, магний ) несколько менее реактивен, потому что каждый атом должен потерять два валентных электрона, чтобы сформировать положительный ион с замкнутой оболочкой (например, Mg²⁺).

В каждой группе (каждом столбце периодической таблицы) металлов реакционная способность увеличивается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к более тяжелому), потому что более тяжелый элемент имеет больше электронных оболочек, чем более легкий элемент; валентные электроны более тяжелого элемента существуют на более высоких главные квантовые числа (они находятся дальше от ядра атома и, следовательно, имеют более высокие потенциальные энергии, что означает, что они менее тесно связаны).

А неметалл атом стремится привлечь дополнительные валентные электроны для достижения полной валентной оболочки; это может быть достигнуто одним из двух способов: атом может делить электроны с соседним атомом ( Ковалентная связь ), или он может удалить электроны из другого атома ( ионная связь ). Самый реактивный вид неметаллического элемента – это галоген (например., фтор (За хлор (Cl)). Такой атом имеет следующую электронную конфигурацию: s²п⁵; для этого требуется только один дополнительный валентный электрон, чтобы сформировать замкнутую оболочку. Чтобы образовать ионную связь, атом галогена может удалить электрон от другого атома, чтобы образовать анион (например, F⁻, Cl⁻, так далее.). Чтобы сформировать ковалентную связь, один электрон от галогена и один электрон от другого атома образуют общую пару (например, в молекуле H – F линия представляет собой общую пару валентных электронов, один от H, а другой от F).

Внутри каждой группы неметаллов реакционная способность уменьшается с каждой нижней строкой таблицы (от легкого элемента к тяжелому) в периодической таблице, потому что валентные электроны имеют все более высокие энергии и, таким образом, все менее прочно связаны. Фактически, кислород (самый легкий элемент в группе 16) является наиболее реакционноспособным неметаллом после фтора, даже если он не является галогеном, потому что валентная оболочка галогена имеет более высокое главное квантовое число.

В этих простых случаях, когда соблюдается правило октетов, валентность атома равно количеству электронов, полученных, потерянных или разделенных для образования стабильного октета. Однако есть также много молекул, которые исключения, и для которых валентность менее четко определена.

Электрическая проводимость

Валентные электроны также ответственны за электрическая проводимость элемента; в результате элемент может быть классифицирован как металл, а неметалл, или полупроводник (или же металлоид ).

Металлы – металлоиды – неметаллы в периодическая таблица
	1	2	3		4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Группа  →
↓ Период
1	ЧАС		Он
2	Ли	Быть		B	C	N	О	F	Ne
3	Na	Mg		Al	Si	п	S	Cl	Ar
4	K	Ca	Sc		Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	В качестве	Se	Br	Kr
5	Руб.	Sr	Y		Zr	Nb	Пн	Tc	RU	Rh	Pd	Ag	CD	В	Sn	Sb	Te	я	Xe
6	CS	Ба	Ла	Ce	Pr	Nd	Вечера	См	Европа	Б-г	Tb	Dy	Хо	Э	Тм	Yb	Лу	Hf	Та	W	Re	Операционные системы	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Би	По	В	Rn
7	Пт	Ра	Ac	Чт	Па	U	Np	Пу	Являюсь	См	Bk	Cf	Es	FM	Мкр	Нет	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ц	Og
МеталлМеталлоидНеметаллНеизвестные свойстваФоновый цвет показывает тенденцию металл – металлоид – неметалл в периодическая таблица

Металлический элементы обычно имеют высокие электрическая проводимость когда в твердый государственный. В каждом ряду периодическая таблица, металлы находятся слева от неметаллов, и, таким образом, металл имеет меньше возможных валентных электронов, чем неметалл. Однако валентный электрон атома металла имеет небольшую энергия ионизации, а в твердом состоянии этот валентный электрон относительно свободно покидает один атом, чтобы присоединиться к другому, находящемуся поблизости. Такой «свободный» электрон может перемещаться под действием электрическое поле, и его движение составляет электрический ток; он отвечает за электропроводность металла. Медь, алюминий, серебро, и золото примеры хороших проводников.

А неметаллических элемент имеет низкую электропроводность; он действует как изолятор. Такой элемент находится справа от таблицы Менделеева, и его валентная оболочка заполнена как минимум наполовину (исключение составляет бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может легко покинуть атом при приложении электрического поля, и поэтому такой элемент может проводить только очень небольшие электрические токи. Примеры твердых элементарных изоляторов: алмаз (ан аллотроп из углерод ) и сера.

Твердое соединение, содержащее металлы, также может быть изолятором, если валентные электроны атомов металла используются для образования ионные связи. Например, хотя элементаль натрий это металл, твердый хлорид натрия является изолятором, потому что валентный электрон натрия переносится на хлор с образованием ионной связи, и, таким образом, этот электрон не может легко перемещаться.

А полупроводник имеет промежуточную электрическую проводимость между металлом и неметаллом; Полупроводник также отличается от металла тем, что проводимость полупроводника увеличивается с увеличением температура. Типичные элементарные полупроводники: кремний и германий, каждый атом которого имеет четыре валентных электрона. Свойства полупроводников лучше всего объяснить с помощью ленточная теория, как следствие небольшого энергетического зазора между валентная полоса (который содержит валентные электроны в абсолютном нуле) и зона проводимости (к которому валентные электроны возбуждаются тепловой энергией).

Рекомендации

внешняя ссылка

1. Фрэнсис, Иден. Валентные электроны.

2.4 Правила заполнения электронных оболочек и составление электронных конфигураций атомов

Почему в химии уделяют такое большое внимание распределению электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме?

Химические свойства элементов и их соединений определяются электронным строением валентного уровня их атомов. Именно с участием электронов валентного уровня возникают химические связи между атомами и образуется соединение (вещество). Поэтому важно понимать правила заполнения электронных оболочек, строение валентного уровня и составлять электронную конфигурацию атомов элементов.

Распределение электронов по атомным орбиталям (АО) происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Все вышеизложенные правила определяют энергию электрона, электронную конфигурацию атома и местоположение элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева.