Valenční elektron

helia se skládá ze 2 protonů, 2 neutronů a 2 elektronů. Elektrony v jeho valenční (jediné) vrstvě jsou elektrony valenční. Elektrony jsou pro názornost zobrazeny jako částice obíhající kolem jádra po konkrétní dráze - orbitu.

Valenční elektron je elektron v elektronovém obalu umístěný v energeticky nejvýše položené valenční vrstvě nebo několika vrstvách (valenční slupce nebo několika slupkách). Jde tedy o elektrony z posledních, největších, orbitalů v rámci elektronové konfigurace atomu.

Orbitaly obsahující valenční elektrony se nazývají valenční orbitaly. Tyto orbitaly a jejich valenčními elektrony přijdou nejsnáze do kontaktu s jinými atomy. +more Díky tomu se mohou podílet na vzniku chemických vazeb mezi atomy.

Elektronová konfigurace valenčních elektronů je pak z hlediska chemie nejdůležitější charakteristikou atomu konkrétního prvku.

Počet valenčních elektronů

+morejpg|náhled'>Elektronový obal třech prvků z první (Li, Na, K) a sedmé skupiny (F, Cl, Br). V první skupině mají všechny prvky jeden valenční elektron, v sedmé skupině sedm valenčních elektronů (červené tečky). Počet elektronů ve valenční slupce je specifický pro daný chemický prvek. Podle něj jsou prvky rozděleny do sloupců periodické tabulky a označují se jako skupiny. Skupiny prvků v periodické soustavě jsou očíslovány I. A až VIII. A a I. B až VIII. B. Číslo skupiny odpovídá počtu valenčních elektronů (s výjimkou části skupiny VIII. B a skupin I. B a II. B). Modernější očíslování skupin 1 až 18 s počtem valenčních elektronů souvisí jen u menší části prvků. Počet valenčních elektronů většinou určuje maximální oxidační číslo atomu.

Chemické prvky se podle umístění jejich valenčních elektronů v orbitalech dělí na s, p, d a f-prvky. Například orbital s může obsahovat maximálně dva elektrony, orbital p šest elektronů. +more Zápis 1s2 označuje orbital s první slupky se dvěma elektrony, 2p2 označuje orbital p druhé slupky se dvěma elektrony.

1	Vodík	1s1	1s1	1s1
2	Helium	1s2	He	1s2
3	Litium	1s2 2s1	He 2s1	2s1
4	Berylium	1s2 2s2	He 2s2	2s2
5	Bór	1s2 2s2 2p1	He 2s2 2p1	2s2 2p1
6	Uhlík	1s2 2s2 2p2	He 2s2 2p2	2s2 2p2
7	Dusík	1s2 2s2 2p3	He 2s2 2p3	2s2 2p3
8	Kyslík	1s2 2s2 2p4	He 2s2 2p4	2s2 2p4
9	Fluor	1s2 2s2 2p5	He 2s2 2p5	2s2 2p5
10	Neon	1s2 2s2 2p6	Ne	2s2 2p6

Osmá skupina prvků, vzácné nebo inertní plyny, je skupina prvků se zcela zaplněnou valenční slupkou. Jejich atomy jsou proto stabilní a za obvyklých podmínek nereagují mezi sebou ani s ostatními prvky. Ty se naopak snaží nabýt jejich elektronovou strukturu a doplnit svou valenční slupku na jejich hodnotu, tedy osm elektronů (kromě prvního helia se dvěma elektrony). [wiki_table=30d9aae3].

Dělení chemických prvků

Výstavbovým principem, který je závislý na kvantové číslo|kvantových číslech. +more Platí, že elektrony nejprve obsadí orbitaly s nejnižší hodnotou energie. Energie orbitalů je jednoznačně určena jeho hlavním a vedlejším kvantovým číslem. Chemické prvky se dělí na s, p, d a f-prvky podle umístění jejich valenčních elektronů v orbitalech.

Nepřechodné prvky

Prvky s a p se také nazývají nepřechodné prvky, jejich valenční elektrony (nebo orbitaly) jsou pouze v jediné - poslední vrstvě (slupce) obalu atomu - jde o skupiny I. A (1) až VIII. +moreA (17) a počet valenčních elektronů (orbitalů) těchto prvků odpovídá číslu skupiny.

Přechodné prvky

Jako přechodné prvky se označují d-prvky. Jejich valenční elektrony (orbitaly) zahrnují poslední a část předposlední vrstvy obalu atomu, jde o skupiny I. +moreB až VIII. B (3 až 10). Zde číslo skupiny odpovídá počtu valenčních elektronů jen u části prvků.

Vnitřně přechodné prvky

Jako vnitřně přechodné se označují f-prvky, které mají valenční elektrony (orbitaly) v posledních třech vrstvách obalu atomu. Obecně je elektronová konfigurace valenčních elektronů s-prvků ns1,2, p-prvků ns2, np1 až 6, d-prvků ns2, (n−1)d1 až 10, kde n je číslo poslední vrstvy obalu atomu (číslo periody, v níž je prvek v periodické soustavě prvků, nejvyšší hodnota kvantového čísla orbitalů daného atomu). +more Rozdělení prvků za pomoci typu valenčních orbitalů je možné konkretizovat až na označení jednotlivých skupin (sloupců) prvků periodické soustavy. Jsou tak známy s1 a s2 prvky, p1 až p6 prvky, d1 až d10 prvky a f1 až f14 prvky.

Chemická vazba

Zaplněná valenční slupka má osm elektronů. +more Tento stav se nazývá elektronový oktet. V periodické tabulce prvků objevené D. I. Mendělejevem se prvky nacházejí v určitém řádku (periodě) a sloupci (skupině). Pro konkrétní atom se číslo jeho valenční vrstvy shoduje s číslem periody a počet valenčních elektronů se shoduje s číslem skupiny,.

Poloha prvku v periodické tabulce určuje jeho elektronovou konfiguraci a tím počet valenčních elektronů. Právě valenční elektrony jsou odpovědné za chemické vlastnosti atomu nebo molekuly a velmi významné pro jejich chemické vazby.

Každý prvek se snaží zcela zaplnit svou valenční slupku na maximální počet elektronů, tedy stejně jako ji mají zaplněnou prvky osmé skupiny - vzácné plyny. Na obrázku je příklad fluoru, který má ve valenční slupce sedm elektronů (červené body na valenční slupce), a sodíku, který má ve valenční slupce jeden elektron. +more Je zřejmé, že pro fluor to učiní přijmutím elektronu a sodík naopak elektron odevzdá. Tak oba získají maximální počet elektronů ve valenční slupce, tedy osm - elektronový oktet, stejně jako neon.

Kovalentní vazba

Hlavní typ chemické vazby, kovalentní vazba, se vytváří především z nespárovaných valenčních elektronů, tedy těch, které jsou ve valenčních orbitalech umístěné jednotlivě. Prvek tak nemusí (a někdy ani nemůže) využít pro tvorbu kovalentních vazeb všechny valenční elektrony. +more Příkladem takových prvků jsou vzácné plyny (třeba He), které mají valenční elektrony v orbitalech výhradně spárované a mohou je jen výjimečně rozdělit. Helium a neon proto téměř netvoří chemické vazby.

Iontová vazba

Některé prvky mohou část nebo všechny valenční elektrony odštěpit a vytvořit kationty (zejména reaktivní kovy), reaktivní nekovy mohou do valenčních orbitalů naopak elektrony přijmout a vytvořit anionty. Tato schopnost souvisí s elektronegativitou prvku, při velkém rozdílu elektronegativit mezi vázanými atomy vzniká iontová vazba.

Související články

Elektron * Atom * Elektronegativita

Literatura

Zdeněk Opava: Chemie kolem nás. Praha: Albatros, 1986, 13-751-86

Externí odkazy

Reference

Kategorie:Kvantová chemie Kategorie:Elektron