מהם אלקטרוני ערכיות ואיך מוצאים אותם?

מהם אלקטרוני ערכיות

האלקטרונים באטום מסודרים בקליפות סביב הגרעין. אלקטרונים בקליפות הפנימיות, הנקראים אלקטרוני ליבה, מוחזקים בחוזקה ורק לעיתים נדירות לוקחים חלק בתגובות. אלקטרונים בקליפה החיצונית ביותר רחוקים יותר מהגרעין, מוחזקים פחות בחוזקה והם הראשונים שמקיימים אינטראקציה עם אטומים אחרים. אלה אלקטרוני הערכיות.

בנתרן יש 11 אלקטרונים המסודרים כ-1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. עשרת הראשונים יוצרים ליבה יציבה בעלת אותו סידור כמו ניאון, ואלקטרון 3s היחיד הוא אלקטרון הערכיות היחיד של נתרן. כמעט כל הכימיה של נתרן נובעת מאלקטרון אחד זה.

איך מוצאים אלקטרוני ערכיות לפי מספר הקבוצה

ביסודות הקבוצות הראשיות, הטבלה המחזורית נותנת לכם את התשובה ישירות. ליסודות בקבוצות 1 ו-2 יש 1 ו-2 אלקטרוני ערכיות. בקבוצות 13 עד 18, מחסרים 10 ממספר הקבוצה: בקבוצה 13 יש 3, בקבוצה 14 יש 4, בקבוצה 15 יש 5, בקבוצה 16 יש 6, בקבוצה 17 יש 7 ובקבוצה 18 יש 8.

כך שלפחמן (קבוצה 14) יש 4 אלקטרוני ערכיות, לחנקן (קבוצה 15) יש 5, לחמצן (קבוצה 16) יש 6 ולניאון (קבוצה 18) יש 8. הליום הוא היוצא מן הכלל בקבוצה 18: יש לו רק 2 אלקטרוני ערכיות, שממלאים לגמרי את הקליפה הראשונה שלו.

איך מוצאים אותם לפי ההגדרה האלקטרונית

אם אתם יודעים את ההגדרה האלקטרונית, ספרו את האלקטרונים בקליפה בעלת המספר הגבוה ביותר. ביסודות הקבוצות הראשיות, אלה אלקטרוני s ו-p החיצוניים.

חמצן הוא 1s² 2s² 2p⁴. הקליפה הגבוהה ביותר שלו היא 2, ובה 2 + 4 = 6 אלקטרונים, ולכן לחמצן יש 6 אלקטרוני ערכיות. ברום הוא [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. הקליפה הגבוהה ביותר שלו היא 4, ובה 2 + 5 = 7 אלקטרונים. תת-הקליפה המלאה 3d שייכת לקליפה פנימית ואינה נספרת, ולכן לברום יש 7 אלקטרוני ערכיות, כמו לכל הלוגן אחר.

אלקטרוני ערכיות ויונים

אטומים נוטים לקבל אלקטרונים, לאבד אותם או לחלוק בהם עד שהם מגיעים לסידור יציב, בדרך כלל שמונה אלקטרונים חיצוניים (אוקטט) כמו גז אציל. אטומים קטנים מאוד כמו מימן וליתיום שואפים במקום זאת לשני האלקטרונים של הליום.

יסודות עם מעט אלקטרוני ערכיות מאבדים אותם ויוצרים יונים חיוביים, ויסודות עם הרבה מקבלים אלקטרונים ויוצרים יונים שליליים. מתכות קבוצה 1 יוצרות יונים של +1 (Na⁺), מתכות קבוצה 2 יוצרות יונים של +2 (Mg²⁺) ואלומיניום בקבוצה 13 יוצר יונים של +3 (Al³⁺). מצד שני, חנקן וזרחן בקבוצה 15 יוצרים יונים של −3 (N³⁻, P³⁻), חמצן וגופרית בקבוצה 16 יוצרים יונים של −2 (O²⁻, S²⁻) וההלוגנים בקבוצה 17 יוצרים יונים של −1 (Cl⁻). לגזים האצילים כבר יש קליפה חיצונית מלאה, ולכן המטען שלהם הוא 0. פחמן וסיליקון בקבוצה 14 חולקים בדרך כלל את 4 אלקטרוני הערכיות שלהם בקשרים קוולנטיים במקום ליצור יונים פשוטים.

אלקטרוני ערכיות וקשרים

אלקטרוני ערכיות מסבירים גם קשרים קוולנטיים. לפחמן יש 4 אלקטרוני ערכיות והוא זקוק ל-4 נוספים כדי להשלים אוקטט, ולכן הוא יוצר בדרך כלל 4 קשרים, כמו במתאן (CH₄). חנקן, עם 5, יוצר 3 קשרים באמוניה (NH₃), וחמצן, עם 6, יוצר 2 קשרים במים (H₂O).

מבני נקודות של לואיס מציגים אלקטרוני ערכיות כנקודות סביב סמל היסוד. חמצן מצויר עם 6 נקודות וכלור עם 7, וכך קל לראות כמה אלקטרונים כל אטום עדיין צריך.

מתכות מעבר: מקרה מיוחד

במתכות מעבר הכלל פחות פשוט, כי גם אלקטרונים בתת-הקליפה d שממש מתחת לקליפה החיצונית יכולים לקחת חלק בקשרים. באתר הזה, מספר אלקטרוני הערכיות המוצג למתכת מעבר הוא מספר האלקטרונים בתת-הקליפה s החיצונית שלה. ברזל, [Ar] 3d⁶ 4s², מוצג עם 2 אלקטרוני ערכיות.

זכרו שגם אלקטרוני d יוצרים קשרים. ברזל יוצר בדרך כלל גם Fe²⁺ וגם Fe³⁺: הוא מאבד קודם את שני אלקטרוני 4s שלו, ואחר כך אלקטרון 3d כדי להפוך ל-Fe³⁺. זו הסיבה שלמתכות מעבר רבות יש יותר ממטען נפוץ אחד.