Hvad er valenselektroner?

Valenselektronerne er de elektroner, der bestemmer de mest typiske bindingsmønstre for et element.

Disse elektroner findes i s og p-orbitalerne af det højeste energiniveau for elementet.

Natrium # 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 1 #

Natrium har 1 valenceelektron fra 3'ers kredsløb

Fosfor # 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 3 #

Fosfor har 5 valenselektroner 2 fra 3'erne og 3 fra 3p'en

Jern # 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 3 4s ^ 2 3d ^ 6 #

Jern har 2 valenceelektroner fra 4'erne

brom # 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 3 4s ^ 2 3d ^ 10 4p ^ 5 #

Brom har 7 valenceelektroner 2 fra 4'erne og 5 fra 4p'en

Også valenselektroner er elektronerne i det yderste skal af et atom.

Jeg håber dette var nyttigt.

SMARTERTEACHER

Valenselektroner er de yderste elektroner og er derfor på højeste energiniveau.

Fordi de er de yderste energiniveauer, er de tilgængelige for at deltage i kemisk binding, enten ionisk eller kovalent.

Alkalimetallerne har en valenceelektron i deres højeste energiniveau.

Elektronkonfigurationen for lithium er # 1s ^ 2 2s ^ 1 #

Da det højeste energiniveau for lithium er 2 og det indeholder en elektron, er valensnummeret for lithium en.

Fluor har en konfiguration af # 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5 #.

Det højeste energiniveau for fluor er 2 og denne energi, den har 2 elektroner i s orbitale og 5 elektroner i p-orbitalen.

Summen af valenselektroner i det andet energiniveau for dette atom er 7 (2 + 5).

Det er energisk gunstigt for lithium at miste en elektron, der er opnået ved fluor.

Som følge heraf erhverver lithium en + 1-afgift, mens fluor erhverver en -1-ladning.

Disse ioner tiltrækker hinanden og danner en ionbinding.

Sammenfattende bestemmer valenselektroner atomernes bindingsmønstre.

Her er en video, der diskuterer hvordan man tegner Lewis strukturer for atomer, der viser deres antal valenselektroner.

Video fra: Noel Pauller

Valenselektroner er de elektroner, der er til stede i det yderste skal af et atom.

Du kan nemt bestemme antallet af valenceelektroner, som et atom kan have ved at se på sin gruppe i det periodiske bord.

Atomer i gruppe 1 og 2 har for eksempel henholdsvis 1 og 2 valenceelektroner.

Atomer i gruppe 13 og 18 har henholdsvis 3 og 8 valenceelektroner.

Valenselektroner er ansvarlige for reaktiviteten af et element. De bestemmer, hvordan "villige" elementerne skal binde til hinanden for at danne nye forbindelser. Hvis valensskallen af et element er fuld, såsom med en ædelgas, så vil elementet ikke vinde eller tabe en elektron.

Alkalimetaller, som alle har en valence på 1, vil for eksempel tabe den ene elektron og sandsynligvis danne ioniske bindinger (såsom i tilfælde af NaCl eller bordsalt) med et Group 17-element, som har en valens af 7 og ønsker at få den ene elektron fra alkalimetallet (gruppe 1 element) for at danne en stabil valens på 8.

For mere om valenceelektroner og hvordan de er relateret til det periodiske bord, anbefaler jeg stærkt denne video:

Citater: Tyler Dewitt. (2012, 18. december) Valence-elektroner og det periodiske system Videofil.

Valenselektroner er de yderste elektroner i ethvert atom. Disse er de elektroner, der er tilgængelige for binding med andre atomer.

Antallet valenceelektroner for et hovedgruppe (gruppe A) -element er det samme som antallet af elektroner i s og p-orbitalerne i det højeste besatte energiniveau. Et kort stykke til at bestemme dette er at se på gruppenummeret på dit periodiske bord.

Det romerske tal øverst i gruppen vil fortælle dig antallet af valenselektroner. Hvis dit periodiske bord har arabiske tal for gruppens tal, så kig på de samme tal i gruppenummeret. Dette vil matche antallet af valenselektroner.

Svar:

Sådan tæller du valenceelektronerne i overgangsmetaller.

Forklaring:

EN valenselektron er en elektron der er uden for en ædelgaskerne og kan bruges til at danne bindinger til andre atomer.

Således # "D" # elektroner i overgangsmetaller er valenselektroner.

Energien af en # (N-1) "d" # elektron er tæt på en # "Ns" # elektron, så det kan deltage i obligationsdannelse.

Imidlertid er jo længere højre element i hver overgangsmetalserie, jo nærmere # "D" # elektron er til kernen, og jo mindre sandsynligt er det, at en sådan elektron vil opføre sig som en valenselektron.

Således i # "3d" # række, de første fire elementer (# "Sc, V, Ti, Cr" #) har tendens til at danne sig hovedsageligt # "M" ^ "3 +" # ioner.

De resterende seks elementer (# "Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn" #) form hovedsagelig # "M" ^ "2 +" # ioner.

Situationen er endnu mere kompliceret for # "4d" # og # "5d" # overgangsmetaller.

For eksempel, # "Ni" # har konfiguration # "Ar 4s" ^ 2 "3d" ^ 8 #.

Det har i princippet ti valenselektroner.

Det bruger dog aldrig mere end fire af dem.

Det danner forbindelser som # "NiC" _2 # (2 valenceelektroner), # "NiC" _3 # (3 valenceelektroner) og # "K" _2 "NIF" _6 # (4 valenselektroner).

Dermed, # "Ni" # har 2, 3 eller 4 valenselektroner, afhængigt af den særlige forbindelse, den danner.

Imidlertid er forbindelser af # "Ni (II)" # er langt den mest almindelige.