Hvad er valenselektroner og hvordan er de relateret til atomerens adfærdsadfærd?

Alle atomer består af en positivt ladet kerne omgivet af negativt ladede elektroner. De yderste elektroner - valenselektronerne - er i stand til at interagere med andre atomer, og afhængigt af hvordan disse elektroner interagerer med andre atomerne, dannes enten en ionisk eller kovalent binding, og atomerne smelter sammen for at danne et molekyle.

Elektronskaller

Hvert element er omgivet af et bestemt antal elektroner, der fylder elektron-orbitaler. Hver orbitale kræver to elektroner at være stabile, og orbitalerne er organiseret i skaller, hvor hver efterfølgende skal har et højere energiniveau end den foregående. Den nederste skal indeholder kun ét elektron orbital, 1S, og kræver således kun to elektroner at være stabile. Den anden skal (og alle de følgende) indeholder fire orbitaler - 2S, 2Px, 2Py og 2Pz (en P for hver akse: x, y, z) - og kræver at otte elektroner skal være stabile. > At gå ned i rækken af ​​elementernes periodiske tabel findes der en ny skal på 4 elektron orbitaler med samme opsætning som den anden skal omkring hvert element. For eksempel har hydrogen i første række kun den første skal med en orbital (1S), mens klor i tredje række har den første skal (1S orbitale), den anden skal (2S, 2Px, 2Py, 2Pz orbitalerne) og en tredje shell (3S, 3Px, 3Py, 3Px orbitaler).

Bemærk: Tallet foran hver S- og P-kredsløb er en indikation af den skal, hvori orbitalet ligger, ikke for kvantitet.

Valenselektroner

Elektronerne i et givet elements ydre skal er dets valenselektroner. Da alle elementer ønsker at have en fuld ydre skal (otte elektroner), er disse elektronerne, at de er villige til at dele med andre elementer for at danne molekyler eller at give op helt for at blive ion. Når elementer deler elektroner, dannes en stærk kovalent binding. Når et element giver væk en ydre elektron, resulterer det i modsat ladede ioner, der holdes sammen af ​​en svagere ionbindning.

Joniske bindinger

Alle elementer starter med en afbalanceret ladning. Det vil sige, at antallet af positivt ladede protoner er lig med antallet af negativt ladede elektroner, hvilket resulterer i en generel neutral ladning. Imidlertid vil et element med kun en elektron i en elektronskal opgive den elektron til et andet element, der kun behøver én elektron til at fuldføre en skal.

Når det sker, falder det oprindelige element ned til en fuld skal og den anden elektron fylder sin øvre skal; begge elementer er nu stabile. Men fordi antallet af elektroner og protoner i hvert element ikke længere er ens, har det element, der modtog elektronen nu en netto negativ ladning, og det element, der opgav elektronen, har en netto positiv ladning. De modstående ladninger forårsager en elektrostatisk attraktion, der trækker ionerne tæt sammen i en krystalformation. Dette kaldes en ionbinding.

Et eksempel på dette er, når et natriumatom giver sin eneste 3S-elektron til at fylde den sidste skal af et kloratom, som kun behøver en mere elektron til at blive stabil. Dette skaber ionerne Na- og Cl +, som binder sammen for at danne NaCl eller almindeligt bordssalt.

Kovalente bindinger

I stedet for at give væk eller modtage elektroner kan to (eller flere) atomer dele også elektronpar til at fylde deres ydre skal. Dette danner en kovalent binding, og atomerne smeltes sammen i et molekyle.

Et eksempel på dette er, når to oxygenatomer (seks valenceelektroner) møder kulstof (fire valenselektroner). Fordi hvert atom ønsker at have otte elektroner i sin ydre skal, deler carbonatomet to af dens valenselektroner med hvert oxygenatom, idet deres huler udfyldes, mens hvert oxygenatom deler to elektroner med carbonatomet for at fuldføre dets skal. Det resulterende molekyle er kuldioxid eller CO2.