Valenselektron

In die studie van chemie en fisika is 'n valenselektron 'n elektron in die buitenste elektronskil wat met 'n atoom geassosieer word, en wat kan deelneem aan die vorming van 'n chemiese binding as die buitenste skil nie toe is nie; in 'n enkele kovalente binding dra albei atome in die binding een valenselektron by om 'n gedeelde paar te vorm.

Die aanwesigheid van valenselektrone kan die chemiese eienskappe van die element bepaal, soos die valensie daarvan - of dit met ander elemente kan bind en, indien wel, hoe geredelik en met hoeveel. Op hierdie manier is die reaktiwiteit van 'n gegewe element baie afhanklik van die elektroniese konfigurasie daarvan. Vir 'n hoofgroepelement kan 'n valenselektron slegs in die buitenste elektronskil bestaan; vir 'n oorgangsmetaal kan 'n valenselektron ook in 'n binneste skil wees.

'n Atoom met 'n geslote skil van valenselektrone (wat ooreenstem met 'n elektronkonfigurasie s² p⁶ vir hoofgroepelemente of d¹⁰ s² p⁶ vir oorgangsmetale) is geneig om chemies onreaktief te wees. Atome met een of twee valenselektrone meer as 'n geslote skil is baie reaktief as gevolg van die relatiewe lae energie om die ekstra valenselektrone te verwyder om 'n positiewe ioon te vorm. 'n Atoom met een of twee elektrone minder as 'n gevulde skil het is reaktief vanweë die neiging om die ontbrekende valenselektrone te verkry en 'n negatiewe ioon te vorm, of om valenselektrone te deel en 'n kovalente binding te vorm.

Soortgelyk aan 'n kernelektron, het 'n valenselektron die vermoë om energie op te neem of vry te stel in die vorm van 'n foton. 'n Energietoename kan veroorsaak dat die elektron na 'n buitenste skil beweeg (op spring); dit staan bekend as atoom-opwekking. Of die elektron kan selfs loskom van die skil van die atoom; dit is ionisasie om 'n positiewe ioon te vorm. Wanneer 'n elektron energie verloor (wat veroorsaak dat 'n foton uitgestraal word), kan dit beweeg na 'n binneste skil wat nie heeltemal vol is nie.

Oorsig[wysig | wysig bron]

Elektronkonfigurasie[wysig | wysig bron]

Die elektrone wat valensie bepaal en hoe 'n atoom chemies reageer is dié met die hoogste energie.

Vir 'n hoofgroepelement word die valenselektrone gedefinieer as die elektrone wat in die elektronskil met die hoogste hoofkwantumgetal n vorkom.^[1] Die aantal valenselektrone wat dit mag hê, hang dus op 'n eenvoudige manier af van die elektronkonfigurasie. Die elektroniese konfigurasie van fosfor (P) is byvoorbeeld 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ sodat daar 5 valenselektrone (3s² 3p³) is, wat ooreenstem met 'n maksimum valensie vir P van 5 (soos in die molekule PF₅); hierdie konfigurasie word normaalweg afgekort tot [Ne]3s² 3p³, waar [Ne] die kernelektrone aandui waarvan die konfigurasie identies is aan die van die edelgas neon.

Oorgangselemente het egter gedeeltelik gevulde d-energievlakke, wat baie naby aan energie is aan die s-vlak.^[2] Dus, in teenstelling met hoofgroepelemente, word 'n valenselektron vir 'n oorgangsmetaal gedefinieer as 'n elektron wat buite 'n edelgaskern woon.^[3] Die d-elektrone in oorgangsmetale gedra hulle gewoonlik as valenselektrone, alhoewel hulle nie in die buitenste skil is nie. Byvoorbeeld, mangaan (Mn) het konfigurasie 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵; dit word afgekort tot [Ar] 4s² 3d⁵, waar [Ar] 'n kernkonfigurasie aandui wat identies is aan die van die edelgas argon. In hierdie atoom het 'n 3d-elektrone energie soortgelyk aan die van 'n 4s-elektrone, en baie hoër as die van 'n 3s- of 3p-elektrone. In werklikheid is daar moontlik sewe valenselektrone (4s² 3d⁵) buite die argonagtige kern; dit stem ooreen met die chemiese feit dat mangaan 'n oksidasietoestand van so hoog as +7 kan hê (in die permanganaatioon: [MnO]^4-).

Hoe verder regs in elke oorgangsmetaalreeks, hoe laer is die energie van 'n elektron in 'n d-skil en hoe minder het so 'n elektron valensie-eienskappe. Alhoewel 'n nikkelatoom in beginsel tien valenselektrone (4s² 3d⁸) het, oorskry die oksidasietoestand nooit vier nie. Vir sink is die 3d-subskil volledig in alle bekende verbindings, hoewel dit wel bydra tot die valensband in sommige verbindings.^[4]

Die d-elektrontelling is 'n alternatiewe manier om die chemie van 'n oorgangsmetaal te verstaan.

In die algemeen is 'n hoofgroepelement (behalwe waterstof en helium) geneig om te reageer om 'n s² p⁶-elektronkonfigurasie te vorm. Hierdie neiging word die "oktetreël" genoem, want elke gebonde atoom het 8 valenselektrone, insluitende gedeelde elektrone. Net so is 'n oorgangsmetaal geneig om te reageer om 'n d¹⁰ s² p⁶-elektronkonfigurasie te vorm. Hierdie neiging word die 18-elektronreël genoem, want elke gebonde atoom het 18 valenselektrone, insluitende gedeelde elektrone.

Elektriese geleiding[wysig | wysig bron]

Valenselektrone is ook verantwoordelik vir die elektriese geleiding van 'n element; gevolglik kan 'n element geklassifiseer word as 'n metaal, 'n nie-metaal of 'n halfgeleier (of 'n metalloïed). Metaalelemente het gewoonlik 'n hoë elektriese geleidingsvermoë as hulle in soliede vorm is. In elke ry van die periodieke tabel kom die metale links van die nie-metale voor, en dus het 'n metaal minder moontlike valenselektrone as 'n nie-metaal. 'n Valenselektron van 'n metaalatoom het egter 'n klein ionisasie-energie, en in die soliede vorm is hierdie valenselektron relatief vry om een atoom te verlaat om met 'n ander naby te assosieer. So kan 'n "vrye" elektron onder die invloed van 'n elektriese veld beweeg word, en die beweging daarvan vorm 'n elektriese stroom; dit is verantwoordelik vir die elektriese geleidingsvermoë van die metaal. Koper, aluminium, silwer en goud is voorbeelde van goeie geleiers.

Verwysings[wysig | wysig bron]

↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). General chemistry: principles and modern applications (in Engels) (8ste uitg.). Upper Saddle River, N.J: Prentice Hall. p. 339. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
↑ "The order of filling 3d and 4s orbitals". chemguide (in Engels). 4 April 2010. Besoek op 12 Januarie 2021.
↑ Miessler, G.L. (2008). Inorganic Chemistry (in Engels). Pearson Education. p. 48. ISBN 978-81-317-1885-8. Besoek op 12 Januarie 2021.
↑ Tossell, J. A. (1 November 1977). "Theoretical studies of valence orbital binding energies in solid zinc sulfide, zinc oxide, and zinc fluoride". Inorganic Chemistry (in Engels). 16 (11): 2944–2949. doi:10.1021/ic50177a056.