Elétron de valência - Valence electron


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Quatro ligações covalentes . O carbono tem quatro electrões de valência e aqui uma valência de quatro. Cada átomo de hidrogénio tem um electrão de valência e é univalente.

Em química , um electrão de valência é um revestimento externo de electrões que está associada com um átomo , e que pode participar na formação de uma ligação química , se o invólucro exterior não está fechado; em uma única ligação covalente , ambos os átomos na ligação contribuir um electrão de valência, a fim de formar um par partilhada . A presença de electrões de valência pode determinar o elemento de químicos propriedades, tais como a sua valência -seja ele pode ligar-se com outros elementos e, em caso afirmativo, como facilmente e com quantos. Para um elemento do grupo principal , um electrão de valência pode existir somente no exterior do escudo de electrões ; em um metal de transição , um electrão de valência pode igualmente ser num invólucro interior.

Um átomo com uma concha fechada de electrões de valência (correspondendo a uma configuração de electrões de 2 p 6 ) tende a ser quimicamente inerte . Átomos com mais um ou dois electrões de valência que são necessários para uma "fechada" concha são altamente reactivos, devido às seguintes razões:
1) É requer energia relativamente baixa (em comparação com a entalpia da estrutura ), para remover os electrões de valência adicionais para formar uma positiva de iões .
2) Devido à sua tendência quer para obter os electrões de valência em falta (formando, assim, um ião negativo), ou para compartilhar electrões de valência (formando deste modo uma ligação covalente).

Semelhante a um electrão num invólucro interior, um electrão de valência tem a capacidade de absorver ou libertar energia sob a forma de um fotão . Um ganho de energia pode provocar um electrão para mover (salto) de uma concha exterior; isso é conhecido como excitação atômica . Ou o elétron pode até se libertar da camada de valência do seu átomo de associado; esta é de ionização para formar um ião positivo. Quando um electrão perde energia (fazendo assim com que um fotão a ser emitido), então ele pode mover-se para um reservatório interior que não é totalmente ocupada.

Os níveis de energia de valência correspondem aos número quântico principal ( n = 1, 2, 3, 4, 5 ...) ou são etiquetados alfabeticamente com letras utilizadas na notação de raios-X (K, L, M, ...).

O número de electrões de valência

O número de electrões de valência de um elemento pode ser determinada pelo grupo tabela periódica (coluna vertical), na qual o elemento é categorizado. Com a excepção dos grupos 3-12 (os metais de transição ), o algarismo das unidades o número do grupo identifica quantas electrões de valência está associada com um átomo neutro de um elemento listado em que determinada coluna.

A tabela periódica dos elementos químicos
grupo tabela periódica elétrons de valência
Grupo 1 (I) ( metais alcalinos ) 1
Grupo 2 (II) ( metais alcalino-terrosos ) 2
Grupos 3-12 ( metais de transição ) 3-12
Grupo 13 (III) ( grupo de boro ) 3
Grupo 14 (IV) ( grupo de carbono ) 4
Grupo 15 (V) ( grupo do nitrogênio ou grupo de azoto) 5
Grupo 16 (VI) ( Calcogênios ou grupo oxigénio) 6
Grupo 17 (VII) ( halogeos ) 7
Grupo 18 (VIII ou 0) ( gases nobres ) 8

configuração eletrônica

Os electrões que determinam como um átomo reage quimicamente são aqueles cuja distância média a partir do núcleo é maior; isto é, aqueles com a maior energia .

Para um elemento do grupo principal , os electrões de valência são definidos como aqueles electrões residentes na concha electrónico de mais alto número quântico principal n. Assim, o número de electrões de valência que ele possa ter depende da configuração de electrões de uma forma simples. Por exemplo, a configuração electrónica do fósforo (P) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 de modo que existem 5 electrões de valência (3s 2 3p 3 ), correspondendo a uma valência máxima para P de 5 como no PF molécula 5 ; esta configuração é, normalmente abreviado para [Ne] 3s 2 3p 3 , onde [Ne] significa os electrões do núcleo, cuja configuração é idêntica à do gás nobre néon .

No entanto, os elementos de transição ter parcialmente cheio ( n - 1) d níveis de energia, que estão muito perto em energia para o n s nível. Assim, ao contrário de elementos do grupo principal, um electrão de valência de um metal de transição é definido como um electrão que reside no exterior de um núcleo nobre-gás. Assim, geralmente, as d electrões em metais de transição se comportam como electrões de valência embora eles não são na camada de valência. Por exemplo, o manganês (Mn) tem a configuração 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ; esta é abreviado para [Ar] 4s 2 3d 5 , onde [Ar] representa uma configuração de núcleo idêntica à dos gases nobres árgon . Neste átomo, um elétron 3d tem energia semelhante à de um elétron 4s, e muito maior do que a de um 3s ou 3p elétron. Com efeito, existem possivelmente sete electrões de valência (4s 2 3d 5 ) fora do núcleo árgon semelhantes; isto é consistente com o facto de que o manganês químico pode ter um estado de oxidação tão elevada como 7 (na permanganato de iões: MnO -
4
).

A direita mais em cada uma das séries de metal de transição, mais baixa a energia de um electrão no anúncio subcamada e o menos um electrão tal, tem as propriedades de um electrão de valência. Assim, embora um níquel átomo tem, em princípio, dez electrões de valência (4s 2 3d 8 ), o seu estado de oxidação nunca exceda quatro. Para o zinco , o subshell 3d está completo e se comporta de forma semelhante aos elétrons do núcleo.

Uma vez que o número de electrões de valência que realmente participam em reacções químicas é difícil de prever, o conceito do electrão de valência é menos útil para um metal de transição do que para um elemento do grupo principal; a contagem de electrões d é uma ferramenta alternativa para a compreensão da química de um metal de transição.

Reações químicas

O número de electrões na camada de valência mais externa de um átomo regula a sua ligação comportamento. Portanto, os elementos cujos átomos pode ter o mesmo número de electrões de valência são agrupados em conjunto na tabela periódica dos elementos. Como regra geral, um elemento do grupo principal (excepto hidrogénio ou hélio) tende a reagir para formar uma concha fechada , o que corresponde à configuração de electrões de 2 p 6 . Esta tendência é chamado a regra do octeto , porque cada átomo ligado tem oito elétrons de valência, incluindo elétrons compartilhados.

O mais reactivo tipo de elemento metálico é um metal alcalino do grupo 1 (por exemplo, de sódio ou de potássio ); isto é porque tais um átomo tem apenas um único electrão de valência; durante a formação de uma ligação iónica , que fornece a necessária energia de ionização , este um electrão de valência é facilmente perdido para formar um positivo iónica (catiónica) com um invólucro fechado (por exemplo, Na + ou K + ). Um metal alcalino-terroso do Grupo 2 (por exemplo, magnésio ) é um pouco menos reactivo, uma vez que cada átomo deve perder dois electrões de valência para formar um ião positivo com uma concha fechada (por exemplo, Mg 2+ ).

Dentro de cada grupo (cada coluna da tabela periódica) de metais, reactividade aumenta com cada fileira inferior da mesa (a partir de um elemento leve a um elemento mais pesado), porque um elemento mais pesado tem mais conchas electrões do que um elemento mais leve; existem electrões de valência de um elemento mais pesado em maior número quântico principal (que estão mais longe a partir do núcleo do átomo, e são, portanto, a energias potenciais mais altos, o que significa que eles são menos fortemente ligado).

Um metalóide átomo tende a atrair electrões de valência adicionais para atingir uma camada de valência completo; isto pode ser conseguido em uma de duas maneiras: Um átomo podem compartilhar elétrons com um átomo vizinho (uma ligação covalente ), ou pode remover elétrons de outro átomo (uma ligação iônica ). O tipo mais reactivo do elemento metalóide é um halogénio (por exemplo, flúor (F) ou cloro (Cl)). Tal átomo tem a seguinte configuração de electrões: s 2 P 5 ; isto requer apenas um electrão de valência adicional para formar um invólucro fechado. Para formar uma ligação iónica, um átomo de halogénio pode remover um electrão de um outro átomo da fim de formar um anião (por exemplo, F - , Cl - , etc). Para formar uma ligação covalente, um electrão a partir do halogéneo e um electrão de um outro átomo de formar um par partilhada (por exemplo, na molécula H-F, a linha representa um par compartilhado de electrões de valência, um de entre H e um a partir de F).

Dentro de cada grupo de não-metais, a reactividade diminui com cada inferiores linhas da tabela (a partir de um elemento de luz para um elemento pesado) da tabela periódica, porque os electrões de valência são a energias progressivamente mais elevadas e, assim, progressivamente menos firmemente ligada. Na verdade, o oxigénio (o elemento mais leve em grupo 16) é o mais reactivo metalóide após flúor, mesmo que ele não é um halogéneo, por causa da camada de valência de um átomo de halogénio é de um número quântico principal maior.

Nestes casos simples, onde a regra do octeto é obedecida, a valência de um átomo é igual ao número de elétrons ganhos, perdidos ou compartilhada a fim de formar o octeto estável. No entanto, existem também muitas moléculas que são excepções , e para os quais a valência é menos claramente definida.

Condutividade elétrica

Electrões de valência também são responsáveis para a condutividade eléctrica de um elemento; como resultado, um elemento pode ser classificada como um de metal , um não-metal , ou um semicondutor (ou metalóide ).

Metálicas elementos geralmente têm elevada condutividade eléctrica quando no sólido estado. Em cada linha da tabela periódica , os metais ocorrer à esquerda dos não metais, e assim um metal tem menos electrões de valência possíveis do que um não-metal. No entanto, um electrão de valência de um átomo de metal tem uma pequena energia de ionização , e no estado sólido este electrões de valência é relativamente livre para deixar um átomo de modo a associar-se com um outro vizinho. Um elétron tal "livre" pode ser movida sob a influência de um campo elétrico , e seu movimento constitui uma corrente elétrica ; é responsável pela condutividade eléctrica do metal. De cobre , alumínio , prata e ouro são exemplos de bons condutores.

Um não metálico elemento tem uma baixa condutividade eléctrica; ele atua como um isolante . Um tal elemento é encontrado para a direita da tabela periódica, e que tem uma camada de valência que é pelo menos parcialmente cheio (a exceção é boro ). Sua energia de ionização é grande; um electrão não pode deixar um átomo facilmente quando um campo eléctrico é aplicado, e, assim, um tal elemento pode conduta somente muito pequenas correntes eléctricas. Exemplos de isoladores elementares sólidos são de diamante (uma forma alotrópica de carbono ) e de enxofre .

Um composto contendo metais sólidos também pode ser um isolador, se os electrões de valência dos átomos de metal são utilizados para formar ligações iónicas . Por exemplo, embora elementar de sódio é um metal, o sólido de cloreto de sódio é um isolante, porque o electrão de valência de sódio é transferido para cloro de modo a formar uma ligação iónica, e assim que de electrões não pode ser deslocado facilmente.

Um semicondutor tem uma condutividade eléctrica que é intermédio entre o de um metal e que de um não-metal; um semicondutor também difere de um metal, em que a condutividade de uma semicondutores aumenta com a temperatura . Os semicondutores são típicos elementares de silício e germânio , cada átomo de que tem quatro electrões de valência. As propriedades de semicondutores são melhor explicados utilizando teoria de banda , como uma consequência de uma pequena diferença de energia entre uma banda de valência (que contém os electrões de valência em zero absoluto) e uma banda de condução (a qual os electrões de valência são excitados pela energia térmica).

Referências

links externos

  1. Francis, Éden. Valência elétrons .