Vad är valenselektroner och hur hittar du dem?

Vad valenselektroner är

Elektronerna i en atom är ordnade i skal runt atomkärnan. Elektroner i de inre skalen, så kallade kärnelektroner, hålls hårt och deltar sällan i reaktioner. Elektroner i det yttersta skalet sitter längre från atomkärnan, hålls lösare och är de första som växelverkar med andra atomer. Det är valenselektronerna.

Natrium har 11 elektroner fördelade som 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. De första tio bildar en stabil kärna med samma uppsättning som neon, och den enda 3s-elektronen är natriums enda valenselektron. Nästan all natriums kemi kommer från just den elektronen.

Så hittar du valenselektroner utifrån gruppnumret

För huvudgruppsgrundämnen ger periodiska systemet svaret direkt. Grundämnen i grupp 1 och 2 har 1 respektive 2 valenselektroner. För grupp 13 till 18 subtraherar du 10 från gruppnumret: grupp 13 har 3, grupp 14 har 4, grupp 15 har 5, grupp 16 har 6, grupp 17 har 7 och grupp 18 har 8.

Alltså har kol (grupp 14) 4 valenselektroner, kväve (grupp 15) har 5, syre (grupp 16) har 6 och neon (grupp 18) har 8. Helium är undantaget i grupp 18: det har bara 2 valenselektroner, som fyller hela dess första skal.

Så hittar du dem utifrån elektronkonfigurationen

Om du känner till elektronkonfigurationen räknar du elektronerna i det skal som har högst nummer. För huvudgruppsgrundämnen är det de yttre s- och p-elektronerna.

Syre är 1s² 2s² 2p⁴. Dess högsta skal är 2, som rymmer 2 + 4 = 6 elektroner, så syre har 6 valenselektroner. Brom är [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. Dess högsta skal är 4, som rymmer 2 + 5 = 7 elektroner. Det fulla 3d-delskalet tillhör ett inre skal och räknas inte med, så brom har 7 valenselektroner, precis som alla andra halogener.

Valenselektroner och joner

Atomer tenderar att ta upp, avge eller dela elektroner tills de når en stabil uppsättning, vanligtvis åtta yttre elektroner (en oktett) som en ädelgas. Mycket små atomer som väte och litium strävar i stället efter heliums två.

Grundämnen med få valenselektroner avger dem och bildar positiva joner, och grundämnen med många tar upp elektroner och bildar negativa joner. Metaller i grupp 1 bildar +1-joner (Na⁺), metaller i grupp 2 bildar +2-joner (Mg²⁺) och aluminium i grupp 13 bildar +3-joner (Al³⁺). På andra sidan bildar kväve och fosfor i grupp 15 −3-joner (N³⁻, P³⁻), syre och svavel i grupp 16 bildar −2-joner (O²⁻, S²⁻) och halogenerna i grupp 17 bildar −1-joner (Cl⁻). Ädelgaser har redan ett fullt yttre skal, så deras laddning är 0. Kol och kisel i grupp 14 delar vanligtvis sina 4 valenselektroner i kovalenta bindningar i stället för att bilda enkla joner.

Valenselektroner och bindningar

Valenselektroner förklarar också kovalenta bindningar. Kol har 4 valenselektroner och behöver 4 till för att fullborda en oktett, så det bildar vanligtvis 4 bindningar, som i metan (CH₄). Kväve, med 5, bildar 3 bindningar i ammoniak (NH₃), och syre, med 6, bildar 2 bindningar i vatten (H₂O).

Lewisstrukturer visar valenselektroner som prickar runt ett grundämnes symbol. Syre ritas med 6 prickar och klor med 7, vilket gör det lätt att se hur många elektroner varje atom fortfarande behöver.

Övergångsmetaller: ett specialfall

För övergångsmetaller är regeln mindre enkel, eftersom elektroner i d-delskalet strax innanför det yttre skalet också kan delta i bindning. På den här webbplatsen är antalet valenselektroner som visas för en övergångsmetall antalet elektroner i dess yttre s-delskal. Järn, [Ar] 3d⁶ 4s², visas med 2 valenselektroner.

Tänk på att d-elektronerna också binder. Järn bildar vanligen både Fe²⁺ och Fe³⁺: det avger först sina två 4s-elektroner och sedan en 3d-elektron för att bli Fe³⁺. Därför har många övergångsmetaller mer än en vanlig laddning.