Периодическая таблица с валентными электронами

Что такое валентные электроны?

Электроны заполняют оболочки вокруг ядра, и самая внешняя занятая оболочка называется валентной. Её электроны находятся дальше всего от ядра и удерживаются слабее всего, поэтому именно они теряются, принимаются или обобществляются при образовании связей. Элементы с одинаковым числом валентных электронов ведут себя сходно, поэтому они и выстраиваются в одной группе.

Многие атомы вступают в реакции так, что на их внешней оболочке оказывается восемь электронов, — эту закономерность называют правилом октета (водород и гелий устойчивы с двумя). Натрий с 1 валентным электроном легко его теряет, хлор с 7 легко принимает ещё один, а благородные газы, у которых оболочка уже заполнена, реагируют редко.

Определение валентных электронов по номеру группы

У элементов группы 1 один валентный электрон, у элементов группы 2 — два. Для групп с 13 по 18 вычтите 10 из номера группы: у бора и алюминия в группе 13 их 3, у углерода в группе 14 — 4, у азота 5, у кислорода 6, у галогенов 7, а у благородных газов 8. Гелий — исключение в группе 18: у него заполненная первая оболочка всего из 2 электронов.

В терминах электронной конфигурации валентные электроны элемента главной подгруппы — это электроны на его внешних s- и p-подоболочках. У серы, [Ne] 3s² 3p⁴, их 2 + 4 = 6. В таблице каждая клетка показывает это число, а легенда под таблицей — цветовую шкалу.

Переходные металлы, лантаноиды и актиноиды

Для этих металлов таблица считает электроны на самой внешней оболочке, а это обычно только внешние s-электроны, поэтому у большинства показано 2. У железа, [Ar] 3d⁶ 4s², показано 2, а у хрома и меди, у каждого из которых один 4s-электрон, — 1. Палладий — исключение: в его конфигурации, [Kr] 4d¹⁰, нет электрона на подоболочке 5s, поэтому для него показаны 10 внешних d-электронов.

Помните, что d-электроны, а у лантаноидов и актиноидов ещё и f-электроны, тоже могут участвовать в образовании связей. Поэтому железо образует и Fe²⁺, и Fe³⁺, а марганец может достигать +7. Для этих металлов указанное число — отправная точка, а не полный счёт электронов, которые они могут использовать.

Разбор примера: кислород

Атомный номер кислорода 8, а его конфигурация — [He] 2s² 2p⁴. На его внешней, второй оболочке находится 2 + 4 = 6 электронов, что соответствует его положению в группе 16. Чтобы завершить октет, ему нужны ещё два. Он может принять их, образуя оксид-ион O²⁻, или обобществить в двух ковалентных связях, как в воде (H₂O). В структуре Льюиса воды у кислорода две связывающие пары и две неподелённые пары, всего восемь электронов.