У хімії валентними електронами називають електрони, що знаходяться на зовнішній, або валентної, оболонці атома. Валентні електрони визначають поведеніехіміческого елемента в хімічних реакціях. Чим менше валентних електронів має елемент, тим легше він віддає ці електрони (проявляє властивості відновника) в реакціях з іншими елементами. І навпаки, чим більше валентних електронів міститься в атомі хімічного елемента, тим легше він набуває електронів (проявляє властивості окислювача) в хімічних реакціях при інших рівних умовах. Повністю заповнені зовнішні електронні оболонки мають інертні гази, які проявляють мінімальну хімічну активність. Періодичність заповнення електронами зовнішньої електронної оболонки визначає періодичне зміна хімічних властивостей елементів в таблиці Менделєєва.
Кількість валентних електронів (максимальна валентність) дорівнює номеру групи в періодичній
Отже, в основному стані атом сірки має 2 неспарених р-електрона і виявляє валентність 2; в першому збудженому стані - 4 неспарених електрона і валентність 4 (спарені тільки s-електрони); у другому збудженому стані на зовнішньому шарі атома всі електрони неспарені, валентність 6.
До речі, атоми азоту, кисню, фтору і неону не мають збуджених станів, т. К. У цих елементів немає вільних р-орбіталей, а на d-підрівень електрони перейти не можуть, т. К. На другому енергетичному рівні (це елементи 2 періоду) немає d-підрівні. З тієї ж причини немає збуджених станів у атомів водню і гелію: у елементів першого періоду - лише один енергетичний рівень, який містить лише одну s-орбіталь.
Класифікація елементів по електронним домами
Це зв'язок між становищем елемента в періодичній системі і електронною будовою його атомів. Від того, який енергетичний підрівень заповнюється останнім, розрізняють 4 електронних сімейства елементів: s, p, d і f:
1. s-Елементи - сімейство елементів, у яких при заповненні електронних рівнів електронами, останній електрон йде на зовнішній s-підрівень. Це перша і друга група головною підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні у них 1 або 2 електрони.
Наприклад, Na: 14s2 2s2 p6 3s1, валентним є один s-електрон.
2. p-елементів останній електрон йде на p-підрівень зовнішнього рівня. Це елементи III - VIII груп головної підгрупи кожного періоду.
3. d-елементів спочатку заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня, а останній електрон йде на d-підрівень предвнешнего рівня. d-Елементи знаходяться в побічних підгрупах п. с. (У d-елементів можливий проскакування електронів з s-підрівні зовнішнього рівня на вільну d-орбіталь предвнешнего рівня, якщо це енергетично вигідно.)
4. f-Елементів останній електрон йде на f-підрівень предпредвнешнего рівня. До них відносяться лантаноїди і актиноїди.
9.Періодіческій закон і періодична таблиця хімічних елементів.
Періодичний закон у формулюванні Д.І. Менделєєва:
Властивості простих тіл, а також форми і властивості з'єднань елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.
На основі періодичного закону Д.І. Менделєєв створив Періодичну систему хімічних елементів.
Радіуси атомів і іонів
Атомні радіуси поділяють на металеві. які ми знаходимо в металах, сплавах або інтерметалевих (?) з'єднаннях, і ковалентні. характерні для неметалів і взагалі для ковалентних молекул.
Ковалентні радіуси в свою чергу поділяють на тетраедричних, октаедричні і т.д. Безумовно потрібно розрізняти радіуси при одинарному, подвійному і потрійному зв'язках. Існують ще атомні радіуси по Брегг-Слейтеру і орбітальні радіуси.
Ван-дер-ваальсові радіуси слід розглядати як радіуси незв'язаних атомів. Їх знаходять по міжатомним відстаням в твердому тілі або рідини, де атоми знаходяться в безпосередній близькості один від одного, але не пов'язані між собою іонної, ковалентного або металевої зв'язком.
За ковалентний радіус атома при одинарного зв'язку приймають половину відстані між ядрами 2 х однакових атомів, пов'язаних ковалентним зв'язком.
Виміряти меж'ядерних відстань в молекулі нескладно, але вирішити яка частина цієї відстані доводиться на частку катіона, а яка на частку аниона, далеко не просто.
Електронегативність атома, величина, що характеризує здатність атома в молекулі притягати електрони, що беруть участь в утворенні хімічного зв'язку. Відомо кілька способів обчислення Е. Так, згідно Р. Маллікену (1935), мірою Е. може служити сума іонізаційного потенціалу атома і його спорідненості до електрону; Л. Полінгпредложіл (1932) інший, більш складний спосіб обчислення Е. (див. В ст. Хімічний зв'язок) Виявилося, однак, що всі способи практично призводять до однакових результатів. Знаючи Е. можна приблизно оцінити розподіл електронної щільності в молекулах багатьох хімічних речовин, наприклад визначити полярність ковалентного зв'язку.
Іонізаційний потенціал, потенціал іонізації, фізична величина, що визначається відношенням найменшої енергії, необхідної для одноразової іонізації атома (або молекули), що знаходиться в основному стані, до заряду електрона. І. п. - міра енергії іонізації, яка дорівнює роботі виривання електрона з атома або молекули і характеризує міцність зв'язку електрона в атомі або молекулі. І. п. Прийнято висловлювати в ст. чисельно він дорівнює енергії іонізації в ев.
Спорідненість до електрону
Спорідненість атома до електрона Ae - здатність атомів приєднувати додатковий електрон і перетворюватися в негативний іон. Мірою спорідненості до електрону служить енергія, що виділяється або поглинається при цьому. Спорідненість до електрону одно енергії іонізації негативного іона Х -:
Х - = Х + е -
Найбільшою спорідненістю до електрону мають атоми галогенів. Наприклад, для атома фтору приєднання електрона супроводжується виділенням 327,9 кДж / моль енергії. Для ряду елементів спорідненість до електрону близько до нуля або негативно, що означає відсутність стійкого аниона для даного елемента.
Пояснення цьому можна дати, грунтуючись на менших розмірах перших атомів і більшому електрон-електронному відштовхуванні в них.
Хімічна зв'язок, її типи