Wat zijn valentie-elektronen en hoe vind je ze?

Wat valentie-elektronen zijn

De elektronen in een atoom zijn gerangschikt in schillen rond de kern. Elektronen in de binnenste schillen, kernelektronen genoemd, worden stevig vastgehouden en nemen zelden deel aan reacties. Elektronen in de buitenste schil zijn verder van de kern verwijderd, minder stevig gebonden en de eersten die met andere atomen in wisselwerking komen. Dit zijn de valentie-elektronen.

Natrium heeft 11 elektronen, gerangschikt als 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. De eerste tien vormen een stabiele kern met dezelfde rangschikking als neon, en het ene 3s-elektron is het enige valentie-elektron van natrium. Bijna alle chemie van natrium komt van dat ene elektron.

Valentie-elektronen vinden aan de hand van het groepsnummer

Bij hoofdgroepelementen geeft het periodiek systeem je direct het antwoord. Elementen in groep 1 en 2 hebben 1 en 2 valentie-elektronen. Voor groep 13 tot 18 trek je 10 af van het groepsnummer: groep 13 heeft er 3, groep 14 heeft er 4, groep 15 heeft er 5, groep 16 heeft er 6, groep 17 heeft er 7 en groep 18 heeft er 8.

Koolstof (groep 14) heeft dus 4 valentie-elektronen, stikstof (groep 15) heeft er 5, zuurstof (groep 16) heeft er 6 en neon (groep 18) heeft er 8. Helium is de uitzondering in groep 18: het heeft maar 2 valentie-elektronen, die zijn eerste schil helemaal vullen.

Ze vinden aan de hand van de elektronenconfiguratie

Als je de elektronenconfiguratie kent, tel je de elektronen in de schil met het hoogste nummer. Bij hoofdgroepelementen zijn dat de buitenste s- en p-elektronen.

Zuurstof is 1s² 2s² 2p⁴. De hoogste schil is 2, die 2 + 4 = 6 elektronen bevat, dus zuurstof heeft 6 valentie-elektronen. Broom is [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. De hoogste schil is 4, die 2 + 5 = 7 elektronen bevat. De volle 3d-subschil hoort bij een binnenste schil en telt niet mee, dus broom heeft 7 valentie-elektronen, zoals elk ander halogeen.

Valentie-elektronen en ionen

Atomen hebben de neiging elektronen op te nemen, af te staan of te delen tot ze een stabiele rangschikking bereiken, meestal acht buitenste elektronen (een octet) zoals een edelgas. Heel kleine atomen zoals waterstof en lithium streven in plaats daarvan naar de twee van helium.

Elementen met weinig valentie-elektronen staan ze af om positieve ionen te vormen, en elementen met veel valentie-elektronen nemen elektronen op om negatieve ionen te vormen. Metalen in groep 1 vormen +1-ionen (Na⁺), metalen in groep 2 vormen +2-ionen (Mg²⁺) en aluminium in groep 13 vormt +3-ionen (Al³⁺). Aan de andere kant vormen stikstof en fosfor in groep 15 −3-ionen (N³⁻, P³⁻), zuurstof en zwavel in groep 16 −2-ionen (O²⁻, S²⁻) en de halogenen in groep 17 −1-ionen (Cl⁻). Edelgassen hebben al een volle buitenste schil, dus hun lading is 0. Koolstof en silicium in groep 14 delen hun 4 valentie-elektronen meestal in covalente bindingen in plaats van eenvoudige ionen te vormen.

Valentie-elektronen en binding

Valentie-elektronen verklaren ook covalente bindingen. Koolstof heeft 4 valentie-elektronen en heeft er 4 meer nodig voor een octet, dus het vormt meestal 4 bindingen, zoals in methaan (CH₄). Stikstof, met 5, vormt 3 bindingen in ammoniak (NH₃), en zuurstof, met 6, vormt 2 bindingen in water (H₂O).

Lewisstructuren tonen valentie-elektronen als stippen rond het symbool van een element. Zuurstof wordt getekend met 6 stippen en chloor met 7, waardoor je makkelijk ziet hoeveel elektronen elk atoom nog nodig heeft.

Overgangsmetalen: een bijzonder geval

Bij overgangsmetalen is de regel minder eenvoudig, omdat elektronen in de d-subschil vlak onder de buitenste schil ook aan binding kunnen deelnemen. Op deze site is het getoonde aantal valentie-elektronen van een overgangsmetaal het aantal elektronen in zijn buitenste s-subschil. IJzer, [Ar] 3d⁶ 4s², wordt getoond met 2 valentie-elektronen.

Houd er rekening mee dat de d-elektronen ook binden. IJzer vormt vaak zowel Fe²⁺ als Fe³⁺: het staat eerst zijn twee 4s-elektronen af en daarna een 3d-elektron om Fe³⁺ te worden. Daarom hebben veel overgangsmetalen meer dan één gebruikelijke lading.