Атомның сыртқы қабығындағы валентті электрондар химиялық байланысқа қатысып, элементтің қасиеттерін анықтайды. Химия, физика, электрондық конфигурация.
Ағылшыншамен салыстырыңыз: абзацты басыңыз — түпнұсқа терезеде ашылады. Абзац астындағы EN түймесі оны мәтін ішінде көрсетеді.
Мазмұны
Кіріспе
Атомның энергия деңгейлеріндегі сыртқы қабықтағы электрон
Electron in the outer shell of an atom's energy levels
Химия мен физикада валентті электрон – атомның ең сыртқы қабығындағы электрон, және егер сыртқы қабық толық болмаса, химиялық байланыс құруға қатыса алады. Бір ковалентті байланыста екі атомның әрқайсысы бір валентті электронды үлестіре отырып, ортақ жұп түзіледі. Валентті электрондардың болуы элементтің химиялық қасиеттерін анықтайды, мысалы, оның валенттілігін – басқа элементтермен байланыса алатындығын және егер байланысса, қаншалықты оңай және қанша байланыс жасайтындығын. Осылайша, берілген элементтің реакцияға қабілеттілігі оның электрондық конфигурациясына тікелей байланысты. Негізгі топтағы элемент үшін валентті электрон тек сыртқы электрон қабығында ғана болуы мүмкін, ал өтпелі металл үшін валентті электрон ішкі қабықта да болуы мүмкін. Валентті электрондарының қабығы толыққан атом (асыл газ конфигурациясына сәйкес) химиялық тұрақты болады. Жабық қабықтан бір немесе екі валентті электроны артық атомдар оң ион түзету үшін артық валентті электрондарды жоғалтуға кеткен энергияның аздығына байланысты өте реакцияға қабілетті. Жабық қабықтан бір немесе екі электроны кем атомдар реакцияға қабілетті, себебі олар жоғалған валентті электрондарды алуға және теріс ион түзетуге немесе валентті электрондарды бөлісіп, ковалентті байланыс жасауға бейім. Басты электрон сияқты, валентті электрон да энергияны фотон түрінде сіңіріп немесе бөліп шығара алады. Энергияның жұтылуы электронды сыртқы қабыққа жылжуға (секіруге) итермелейді, бұл атомдық қозу деп аталады. Немесе электрон өзімен байланысқан атомның қабығынан босап шығуы мүмкін, бұл иондану болып табылады, нәтижесінде оң ион түзiледi. Электрон энергияны жоғалтқанда (соның салдарынан фотон шығарылады), ол толық емес ішкі қабыққа көше алады.
In chemistry and physics, valence electrons are electrons in the outermost shell of an atom, and that can participate in the formation of a chemical bond if the outermost shell is not closed. In a single covalent bond, a shared pair forms with both atoms in the bond each contributing one valence electron. The presence of valence electrons can determine the element's chemical properties, such as its valence—whether it may bond with other elements and, if so, how readily and with how many. In this way, a given element's reactivity is highly dependent upon its electronic configuration. For a main group element, a valence electron can exist only in the outermost electron shell; for a transition metal, a valence electron can also be in an inner shell. An atom with a closed shell of valence electrons (corresponding to a noble gas configuration) tends to be chemically inert. Atoms with one or two valence electrons more than a closed shell are highly reactive due to the relatively low energy to remove the extra valence electrons to form a positive ion. An atom with one or two electrons fewer than a closed shell is reactive due to its tendency either to gain the missing valence electrons and form a negative ion, or else to share valence electrons and form a covalent bond. Similar to a core electron, a valence electron has the ability to absorb or release energy in the form of a photon. An energy gain can trigger the electron to move (jump) to an outer shell; this is known as atomic excitation. Or the electron can even break free from its associated atom's shell; this is ionization to form a positive ion. When an electron loses energy (thereby causing a photon to be emitted), then it can move to an inner shell which is not fully occupied.
Электрондық конфигурациясы
Валенттілікті анықтайтын электрондар – атомның химиялық реакцияға қатысуын анықтайтын электрондар – ең жоғары энергияға ие электрондар. Негізгі топ элементтері үшін валентті электрондар ең жоғары бас квант саны n электрондық қабығында орналасқан электрондар ретінде анықталады. Осылайша, оның болуы мүмкін валентті электрондар саны электрондық конфигурацияға қарапайым тәсілмен байланысты. Мысалы, фосфордың (P) электрондық конфигурациясы 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, сондықтан 5 валентті электрон (3s2 3p3) болады, бұл PF5 молекуласындағыдай P үшін 5-ке дейін валенттілікке сәйкес келеді; бұл конфигурация әдетте [Ne] 3s2 3p3 деп қысқартылады, мұнда [Ne] ядролық электрондарды білдіреді, олардың конфигурациясы асыл газ неонмен бірдей. Дегенмен, өтпелі элементтерде (n-1)d энергия деңгейлері бар, олардың энергиясы n деңгейіне өте жақын. Негізгі топ элементтерінен өзгеше, өтпелі металдың валентті электроны асыл газ ядросының сыртында орналасқан электрон ретінде анықталады. Осылайша, әдетте, өтпелі металдардағы d электрондары сыртқы қабықта болмаса да, валентті электрондар рөлінде әрекет етеді. Мысалы, марганецтің (Mn) конфигурациясы 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; бұл [Ar] 4s2 3d5 деп қысқартылады, мұнда [Ar] асыл газ аргонның ядролық конфигурациясын көрсетеді. Бұл атомда 3d электронының энергиясы 4s электронының энергиясына ұқсас және 3s немесе 3p электронынан әлдеқайда жоғары. Нәтижесінде, аргон сияқты ядроның сыртында жеті валентті электрон (4s2 3d5) болуы мүмкін; бұл марганецтің +7 тотығу күйін (перманганат ионында: MnO4) қабылдауымен сәйкес келеді. (Бірақ, тек сол сандағы валентті электрондардың болуы тиісті тотығу күйінің бар екенін білдірмейді. Мысалы, фтордың +7 тотығу күйі белгілі емес; ал иттербий және нобелийде валентті электрондардың ең көп саны 16 болса да, ешбір элемент үшін +9-дан жоғары тотығу күйі белгілі емес.) Әрбір өтпелі металдар қатарында оңға қарай жылған сайын, d субқабықтағы электронның энергиясы төмендейді және электронның валенттілік қасиеттері азаяды. Осылайша, никель атомы қағида бойынша он валентті электронға (4s2 3d8) ие болса да, оның тотығу күйі ешқашан төрттен аспайды. Мырыш үшін 3d субқабық барлық белгілі қосылыстарда толық, бірақ кейбір қосылыстарда валенттілік белдеуіне үлес қосады. Ұқсас үлгілер ішкі өтпелі металдардың (n-2)f энергия деңгейлеріне де қатысты. d электронды санау – өтпелі металдың химиясын түсінудің баламалы құралы.
The electrons that determine valence – how an atom reacts chemically – are those with the highest energy. For a main group element, the valence electrons are defined as those electrons residing in the electronic shell of highest principal quantum number n. Thus, the number of valence electrons that it may have depends on the electron configuration in a simple way. For example, the electronic configuration of phosphorus (P) is 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 so that there are 5 valence electrons (3s2 3p3), corresponding to a maximum valence for P of 5 as in the molecule PF5; this configuration is normally abbreviated to [Ne] 3s2 3p3, where [Ne] signifies the core electrons whose configuration is identical to that of the noble gas neon. However, transition elements have (n−1)d energy levels that are very close in energy to the n level. So as opposed to main group elements, a valence electron for a transition metal is defined as an electron that resides outside a noble gas core. Thus, generally, the d electrons in transition metals behave as valence electrons although they are not in the outermost shell. For example, manganese (Mn) has configuration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; this is abbreviated to [Ar] 4s2 3d5, where [Ar] denotes a core configuration identical to that of the noble gas argon. In this atom, a 3d electron has energy similar to that of a 4s electron, and much higher than that of a 3s or 3p electron. In effect, there are possibly seven valence electrons (4s2 3d5) outside the argon like core; this is consistent with the chemical fact that manganese can have an oxidation state as high as +7 (in the permanganate ion: MnO4 ). (But note that merely having that number of valence electrons does not imply that the corresponding oxidation state will exist. For example, fluorine is not known in oxidation state +7; and although the maximum known number of valence electrons is 16 in ytterbium and nobelium, no oxidation state higher than +9 is known for any element.) The farther right in each transition metal series, the lower the energy of an electron in a d subshell and the less such an electron has valence properties. Thus, although a nickel atom has, in principle, ten valence electrons (4s2 3d8), its oxidation state never exceeds four. For zinc, the 3d subshell is complete in all known compounds, although it does contribute to the valence band in some compounds. Similar patterns hold for the (n−2)f energy levels of inner transition metals. The d electron count is an alternative tool for understanding the chemistry of a transition metal.
Химиялық реакциялар
Атомдағы валентті электрондардың саны оның байланысқа түсу қабілетін анықтайды. Сондықтан, атомдары бірдей валентті электрондар санына ие элементтер элементтердің периодтық кестесінде жиі топталады, әсіресе егер олардың валентті орбитальдары да бірдей болса. Металл элементтердің ең реактивті түрі – 1-топтың сілті металдары (мысалы, натрий немесе калий); себебі мұндай атомда тек бір ғана валентті электрон болады. Иондық байланыс пайда болатын кезде, қажетті иондау энергиясын қамтамасыз ете отырып, бұл бір валентті электрон оңай жоғалып, жабық қабықтың оң ионын (катионды) құрайды (мысалы, Na+ немесе K+). 2-топтың сілкінді металдары (мысалы, магний) біршама аз реактивті, себебі әрбір атом жабық қабықшалы оң ион (мысалы, Mg2+) құру үшін екі валентті электронды жоғалтуы керек. Металдардың әрбір тобында (периодтық кестедегі әрбір бағанда) реактивтілік кестедегі төменгі қатарға қарай артады (жеңіл элементтен ауыр элементке), өйткені ауыр элементте жеңіл элементке қарағанда электрон қабаттары көп; ауыр элементтің валентті электрондары жоғары бас кванттық сандарда орналасқан (олар атом ядросынан алыс, сондықтан жоғары потенциалдық энергияға ие, яғни олар аз байланысқан). Металл емес атом толық валентті қабыққа жету үшін қосымша валентті электрондарды тартуға бейім; бұл екі жолдың бірімен жүзеге асырылады: атом электрондарды көршілес атоммен бөлісе алады (ковалентті байланыс) немесе басқа атомнан электрондарды ала алады (иондық байланыс). Металл емес элементтердің ең реактивті түрі – галогендер (мысалы, фтор (F) немесе хлор (Cl)). Мұндай атомның электрондық конфигурациясы: s2p5; жабық қабық құру үшін тек бір қосымша валентті электрон қажет. Иондық байланыс құру үшін галоген атомы анион құру үшін басқа атомнан электронды алып тастай алады (мысалы, F−, Cl− және т.б.). Ковалентті байланыс құру үшін галогеннен бір электрон және басқа атомнан бір электрон ортақ жұпты құрайды (мысалы, HF молекуласындағы сызық H және F-тан бір-бірден бөлінетін валентті электрон жұбын көрсетеді). Металл емес элементтердің әрбір тобында реактивтілік периодтық кестедегі төменгі қатарға қарай төмендейді (жеңіл элементтен ауыр элементке), өйткені валентті электрондардың энергиясы біртіндеп артады және осылайша байланысы біртіндеп әлсірейді. Шындығында, оттегі (16-топтың ең жеңіл элементі) фтордан кейін ең реактивті металл емес, тіпті ол галоген болмаса да, өйткені ауыр галогендердің валентті қабықтары жоғары бас кванттық сандарда орналасқан. Октат ережесі сақталатын қарапайым жағдайларда атомның валенттілігі тұрақты октает құру үшін алынған, жоғалған немесе бөліскен электрондардың санына тең. Дегенмен, көптеген молекулалар ерекшеліктер болып табылады және олардың валенттілігі нақты анықталмайды.
The number of valence electrons in an atom governs its bonding behavior. Therefore, elements whose atoms have the same number of valence electrons are often grouped together in the periodic table of the elements, especially if they also have the same types of valence orbitals. The most reactive kind of metallic element is an alkali metal of group 1 (e. g., sodium or potassium); this is because such an atom has only a single valence electron. During the formation of an ionic bond, which provides the necessary ionization energy, this one valence electron is easily lost to form a positive ion (cation) with a closed shell (e. g., Na+ or K+). An alkaline earth metal of group 2 (e. g., magnesium) is somewhat less reactive, because each atom must lose two valence electrons to form a positive ion with a closed shell (e. g., Mg2+). Within each group (each periodic table column) of metals, reactivity increases with each lower row of the table (from a light element to a heavier element), because a heavier element has more electron shells than a lighter element; a heavier element's valence electrons exist at higher principal quantum numbers (they are farther away from the nucleus of the atom, and are thus at higher potential energies, which means they are less tightly bound). A nonmetal atom tends to attract additional valence electrons to attain a full valence shell; this can be achieved in one of two ways: An atom can either share electrons with a neighboring atom (a covalent bond), or it can remove electrons from another atom (an ionic bond). The most reactive kind of nonmetal element is a halogen (e. g., fluorine (F) or chlorine (Cl)). Such an atom has the following electron configuration: s2p5; this requires only one additional valence electron to form a closed shell. To form an ionic bond, a halogen atom can remove an electron from another atom in order to form an anion (e. g., F−, Cl−, etc.). To form a covalent bond, one electron from the halogen and one electron from another atom form a shared pair (e. g., in the molecule H–F, the line represents a shared pair of valence electrons, one from H and one from F). Within each group of nonmetals, reactivity decreases with each lower row of the table (from a light element to a heavy element) in the periodic table, because the valence electrons are at progressively higher energies and thus progressively less tightly bound. In fact, oxygen (the lightest element in group 16) is the most reactive nonmetal after fluorine, even though it is not a halogen, because the valence shells of the heavier halogens are at higher principal quantum numbers. In these simple cases where the octet rule is obeyed, the valence of an atom equals the number of electrons gained, lost, or shared in order to form the stable octet. However, there are also many molecules that are exceptions, and for which the valence is less clearly defined.
Электр өткізгіштігі
Валентті электрондар таза химиялық элементтердегі байланысқа және олардың электр өткізгіштігі металдарға, жартылай өткізгіштерге немесе оқшаулағыштарға тән екендігіне жауап береді. Металл элементтерде қатты күйде электр өткізгіштігі жоғары болады. Периодикалық кестедегі әрбір қатарда металдар металл емес элементтердің сол жағында орналасады, сондықтан металлдың валентті электрондары металл емес элементтерге қарағанда аз болады. Дегенмен, металл атомының валентті электроны иондану энергиясының төмен болуымен сипатталады, ал қатты күйде бұл валентті электрон салыстырмалы түрде еркін, бір атомнан жақын маңдағы басқа атомға өтуге дайын тұрады. Осы жағдай металдық байланыстың қалыптасуын сипаттайды. Мұндай "еркін" электрон электр өрісінің әсерінен қозғалуы мүмкін, ал оның қозғалысы электр тогын құрайды; ол металдың электр өткізгіштігіне жауапты. Мыс, алюминий, күміс және алтын жақсы өткізгіштердің мысалдары болып табылады. Металл емес элементтің электр өткізгіштігі төмен болады, ол оқшаулағыш ретінде әрекет етеді. Мұндай элемент периодтық кестеде оң жаққа қарай орналасады және оның валентті қабығы кем дегенде жартылай толған (бір ерекшелік – бор). Оның иондану энергиясы жоғары; электр өрісі қолданылғанда электрон атомнан оңай шыға алмайды, сондықтан мұндай элемент өте аз электр тоғын ғана өткізе алады. Қатты күйдегі элементтік оқшаулағыштардың мысалдары – алмаз (көміртектің аллотроптық түрі) және күкірт. Олар ковалентті байланыстар арқылы құрылымдар құрайды, ковалентті байланыстар бүкіл құрылымға созылуы мүмкін (алмаздағыдай) немесе жеке ковалентті молекулалар бір-біріне әлсіз молекуларалық күштермен тартылуы мүмкін (күкірттегідей). (Асыл газдар жеке атомдар күйінде қалады, бірақ олар да молекуларалық тартылыс күштеріне ұшырайды, бұл күштер топ бойынша төмен қарай жылған сайын күшейе түседі: гелий -269 °C, ал радон -61,7 °C температурада қайнайды.) Металлдан тұратын қатты қосылыстар да оқшаулағыш бола алады, егер металл атомдарының валентті электрондары иондық байланыстарды қалыптастыру үшін пайдаланылса. Мысалы, элементтік натрий металл болғанымен, қатты натрий хлориді оқшаулағыш болып табылады, себебі натрийдің валентті электроны иондық байланыс құру үшін хлорға беріледі, сондықтан бұл электронды оңай жылжытуға болмайды. Жартылай өткізгіштің электр өткізгіштігі металл мен оқшаулағыш арасындағы аралық мәнде болады; жартылай өткізгіш металдан өзгешелігі – оның өткізгіштігі температураның жоғарылауымен артады. Типтік элементтік жартылай өткізгіштер – кремний және германий, олардың әр атомында төрт валентті электрон болады. Жартылай өткізгіштердің қасиеттері жолақты теорияны қолдану арқылы жақсы түсіндіріледі, себебі валенттік жолақ (абсолюттік нөлде валентті электрондарды қамтитын) және өткізгіштік жолағы (жылу энергиясымен валентті электрондардың қозғалуына мүмкіндік беретін) арасындағы энергияның шағын айырмашылығы бар.
Valence electrons are also responsible for the bonding in the pure chemical elements, and whether their electrical conductivity is characteristic of metals, semiconductors, or insulators. Metallic elements generally have high electrical conductivity when in the solid state. In each row of the periodic table, the metals occur to the left of the nonmetals, and thus a metal has fewer possible valence electrons than a nonmetal. However, a valence electron of a metal atom has a small ionization energy, and in the solid state this valence electron is relatively free to leave one atom in order to associate with another nearby. This situation characterises metallic bonding. Such a "free" electron can be moved under the influence of an electric field, and its motion constitutes an electric current; it is responsible for the electrical conductivity of the metal. Copper, aluminium, silver, and gold are examples of good conductors. A nonmetallic element has low electrical conductivity; it acts as an insulator. Such an element is found toward the right of the periodic table, and it has a valence shell that is at least half full (the exception is boron). Its ionization energy is large; an electron cannot leave an atom easily when an electric field is applied, and thus such an element can conduct only very small electric currents. Examples of solid elemental insulators are diamond (an allotrope of carbon) and sulfur. These form covalently bonded structures, either with covalent bonds extending across the whole structure (as in diamond) or with individual covalent molecules weakly attracted to each other by intermolecular forces (as in sulfur). (The noble gases remain as single atoms, but those also experience intermolecular forces of attraction, that become stronger as the group is descended: helium boils at −269 °C, while radon boils at −61.7 °C.) A solid compound containing metals can also be an insulator if the valence electrons of the metal atoms are used to form ionic bonds. For example, although elemental sodium is a metal, solid sodium chloride is an insulator, because the valence electron of sodium is transferred to chlorine to form an ionic bond, and thus that electron cannot be moved easily. A semiconductor has an electrical conductivity that is intermediate between that of a metal and that of a nonmetal; a semiconductor also differs from a metal in that a semiconductor's conductivity increases with temperature. The typical elemental semiconductors are silicon and germanium, each atom of which has four valence electrons. The properties of semiconductors are best explained using band theory, as a consequence of a small energy gap between a valence band (which contains the valence electrons at absolute zero) and a conduction band (to which valence electrons are excited by thermal energy).