Hydrogens Valence forklaret:Hvorfor det er en og dets indvirkning på kemi

Af Kevin Carr – Opdateret 24. marts 2022

Billedkredit:luchschen/iStock/GettyImages

Atomer forbindes gennem kemiske bindinger ved at dele elektroner, en proces styret af hvert elements yderste elektronantal. Antallet af elektroner, der er tilgængelige for deling i den ydre skal, er det, kemikere kalder valensen.

TL;DR (for lang; læste ikke)

Hydrogen har sammen med alle grundstoffer i den første gruppe af det periodiske system en valens på én.

Valenselektroner

Valenselektroner er de elektroner, der bor i det højeste energiniveau, der kan deltage i kemisk binding. I kovalent kemi deles disse elektroner mellem atomer for at opfylde oktetreglen, som siger, at en stabil konfiguration normalt kræver otte elektroner i den ydre skal. Når et atom allerede har otte elektroner, opfører det sig som en ædelgas og forbliver inert. Atomer med færre end otte elektroner vil dele eller overføre elektroner for at fuldende deres oktet.

Brintens valens

Brint er et særligt tilfælde:dets 1s orbital kan kun rumme to elektroner. Den enkelte elektron i denne orbital er dens valenselektron, så hydrogens valensnummer er et. Den kan dele denne ensomme elektron med et andet atom for at fylde dens skal, eller den kan miste den for at danne en proton (H+) i sure opløsninger. På grund af denne alsidighed binder hydrogen til mange grundstoffer. For eksempel binder fire brintatomer sig til et kulstofatom (valens fire) for at danne metan (CH4), og tre brintatomer kombineres med ét nitrogenatom (valens fem) for at producere ammoniak (NH3).

Andre hydrogenforbindelser

Hydrogens evne til at dele eller donere sin valenselektron gør det muligt for det at danne både kovalente og ioniske bindinger. Det kan donere sin elektron til elektronegative atomer såsom fluor eller klor, hvilket skaber ioniske arter som HCl+. Brint kan også parre sig med sig selv for at producere H2-molekyler. I vandig opløsning mister brint ofte sin elektron og bliver til den hydron (H+), der bidrager til en opløsnings surhedsgrad.

Valens af andre elementer

Gruppe 1-elementer - inklusive lithium, natrium og kalium - har også en valens på én. Gruppe 2-elementer (beryllium, magnesium, calcium, strontium, barium) har en valens på to. Overgangsmetaller (gruppe 3-12) viser en række valenser fra én til syv, afhængigt af deres elektronkonfiguration og oxidationstilstand.

Gruppe 13-atomer (bor, aluminium) har en maksimal valens på tre. Gruppe 14-atomer (kulstof, silicium, germanium) kan nå en valens på fire. Gruppe 15 atomer (nitrogen, fosfor, arsen) maksimalt ud ved fem. Gruppe 16 atomer (ilt, svovl, selen) opnår op til seks. Gruppe 17 atomer (fluor, klor, brom) kan nå syv. Ædelgasser (gruppe 18) har otte valenselektroner, men fordi de allerede er stabile, anses de for at have en valens på nul.