Valenční elektron

Valenční elektron je elektron v elektronovém obalu atomu umístěný ve valenční, energeticky nejvýše položené vrstvě nebo několika vrstvách. Elektrony se nacházejí ve valenčních orbitalech, největších orbitalech atomu.

Valenční elektrony se při kontaktu s jinými atomy podílejí na vzniku chemických vazeb mezi atomy. Jsou proto nejdůležitější součástí elektronové konfigurace atomu, která určuje chemické vlastnosti daného prvku.

Počet valenčních elektronů

Počet elektronů ve valenční slupce je specifický pro daný chemický prvek. Podle něj jsou prvky rozděleny do sloupců periodické tabulky a označují se jako skupiny. Skupiny prvků v periodické soustavě jsou očíslovány I.A až VIII.A a I.B až VIII.B. Číslo skupiny odpovídá počtu valenčních elektronů (s výjimkou části skupiny VIII.B a skupin I.B a II.B). Modernější očíslování skupin 1 až 18 s počtem valenčních elektronů souvisí jen u menší části prvků. Počet valenčních elektronů většinou určuje maximální oxidační číslo atomu.

Chemické prvky se podle umístění jejich valenčních elektronů v orbitalech dělí na s, p, d a f-prvky. Například orbital s může obsahovat maximálně dva elektrony, orbital p šest elektronů. Zápis 1s² označuje orbital s první slupky se dvěma elektrony, 2p² označuje orbital p druhé slupky se dvěma elektrony.

Tabulka struktury valenčních elektronů prvních deseti prvků periodické tabulky
Pořadí	Prvek	Struktura elektronového obalu	Zápis pomocí vzácného plynu	Valenční elektrony
1	Vodík	1s¹	1s¹	1s¹
2	Helium	1s²	He	1s²
3	Litium	1s² 2s¹	He 2s¹	2s¹
4	Berylium	1s² 2s²	He 2s²	2s²
5	Bór	1s² 2s² 2p¹	He 2s² 2p¹	2s² 2p¹
6	Uhlík	1s² 2s² 2p²	He 2s² 2p²	2s² 2p²
7	Dusík	1s² 2s² 2p³	He 2s² 2p³	2s² 2p³
8	Kyslík	1s² 2s² 2p⁴	He 2s² 2p⁴	2s² 2p⁴
9	Fluor	1s² 2s² 2p⁵	He 2s² 2p⁵	2s² 2p⁵
10	Neon	1s² 2s² 2p⁶	Ne	2s² 2p⁶

Osmá skupina prvků, vzácné nebo inertní plyny, je skupina prvků se zcela zaplněnou valenční slupkou. Jejich atomy jsou proto stabilní a za obvyklých podmínek nereagují mezi sebou ani s ostatními prvky. Ty se naopak snaží nabýt jejich elektronovou strukturu a doplnit svou valenční slupku na jejich hodnotu, tedy osm elektronů (kromě prvního helia se dvěma elektrony).

Tabulka struktury valenčních elektronů vzácných plynů
Vzácný plyn	Helium	Neon	Argon	Krypton	Xenon	Radon
Valenční slupka	1s²	2s²p⁶	3s²p⁶	4s²p⁶	5s²p⁶	6s²p⁶

Dělení chemických prvků

Chemické prvky se dělí na s, p, d a f-prvky podle umístění jejich valenčních elektronů v orbitalech.

Nepřechodné prvky

Prvky s a p se také nazývají nepřechodné prvky, jejich valenční elektrony (nebo orbitaly) jsou pouze v jediné – poslední vrstvě (slupce) obalu atomu – jde o skupiny I.A (1) až VIII.A (17) a počet valenčních elektronů (orbitalů) těchto prvků odpovídá číslu skupiny.

Přechodné prvky

Jako přechodné prvky se označují d-prvky. Jejich valenční elektrony (orbitaly) zahrnují poslední a část předposlední vrstvy obalu atomu, jde o skupiny I.B až VIII.B (3 až 12). Zde číslo skupiny odpovídá počtu valenčních elektronů jen u části prvků.

Vnitřně přechodné prvky

Jako vnitřně přechodné se označují f-prvky, které mají valenční elektrony (orbitaly) v posledních třech vrstvách obalu atomu. Obecně je elektronová konfigurace valenčních elektronů s-prvků ns^1,2, p-prvků ns², np^{1 až 6}, d-prvků ns², (n−1)d^{1 až 10}, kde n je číslo poslední vrstvy obalu atomu (číslo periody, v níž je prvek v periodické soustavě prvků, nejvyšší hodnota kvantového čísla orbitalů daného atomu). Rozdělení prvků za pomoci typu valenčních orbitalů je možné konkretizovat až na označení jednotlivých skupin (sloupců) prvků periodické soustavy. Jsou tak známy s¹ a s² prvky, p¹ až p⁶ prvky, d¹ až d¹⁰ prvky a f¹ až f¹⁴ prvky.

Chemická vazba

V periodické tabulce prvků objevené D. I. Mendělejevem se prvky nacházejí v určitém řádku (periodě) a sloupci (skupině). Pro konkrétní atom se číslo jeho valenční vrstvy shoduje s číslem periody a počet valenčních elektronů se shoduje s číslem skupiny,

Poloha prvku v periodické tabulce určuje jeho elektronovou konfiguraci a tím počet valenčních elektronů. Právě valenční elektrony jsou odpovědné za chemické vlastnosti atomu nebo molekuly a velmi významné pro jejich chemické vazby.

Každý prvek se snaží zcela zaplnit svou valenční slupku na maximální počet elektronů, tedy stejně jako ji mají zaplněnou prvky osmé skupiny - vzácné plyny. Na obrázku je příklad fluoru, který má ve valenční slupce sedm elektronů (červené body na valenční slupce), a sodíku, který má ve valenční slupce jeden elektron. Je zřejmé, že pro fluor to učiní přijmutím elektronu a sodík naopak elektron odevzdá. Tak oba získají maximální počet elektronů ve valenční slupce, tedy osm - elektronový oktet, stejně jako neon.

Kovalentní vazba

Hlavní typ chemické vazby, kovalentní vazba, se vytváří především z nespárovaných valenčních elektronů, tedy těch, které jsou ve valenčních orbitalech umístěné jednotlivě. Prvek tak nemusí (a někdy ani nemůže) využít pro tvorbu kovalentních vazeb všechny valenční elektrony. Příkladem takových prvků jsou vzácné plyny (třeba He), které mají valenční elektrony v orbitalech výhradně spárované a mohou je jen výjimečně rozdělit. Helium a neon proto téměř netvoří chemické vazby.

Iontová vazba

Některé prvky mohou část nebo všechny valenční elektrony odštěpit a vytvořit kationty (zejména reaktivní kovy), reaktivní nekovy mohou do valenčních orbitalů naopak elektrony přijmout a vytvořit anionty. Tato schopnost souvisí s elektronegativitou prvku, při velkém rozdílu elektronegativit mezi vázanými atomy vzniká iontová vazba.

Související články

Literatura

Zdeněk Opava: Chemie kolem nás. Praha: Albatros, 1986, 13-751-86

Externí odkazy

Obrázky, zvuky či videa k tématu Valenční elektron na Wikimedia Commons

Reference

V tomto článku byly použity překlady textů z článků Valence electron na anglické Wikipedii a Valenzelektron na německé Wikipedii.