価電子
化学および物理学において、価電子は原子の最外殻にある電子であり、最外殻が閉じていない場合に化学結合の形成に関与します。単結合では、結合する両方の原子がそれぞれ1つの価電子を付与し、共有電子対を形成します。
価電子の存在は、元素の化学的性質、例えばその価数（他の元素と結合できるかどうか、できるとすればどの程度容易に、そしていくつの元素と結合できるか）を決定します。このように、ある元素の反応性はその電子配置に大きく依存します。典型元素の場合、価電子は最外殻電子殻にのみ存在できますが、遷移金属の場合、価電子は内殻電子殻にも存在できます。
価電子の閉殻（希ガス構成に相当）を持つ原子は、化学的に不活性である傾向があります。閉殻よりも1つまたは2つ多い価電子を持つ原子は、余分な価電子を取り除いて陽イオンを形成するのにかかるエネルギーが比較的低いため、反応性が高くなります。閉殻よりも1つまたは2つ少ない電子を持つ原子は、不足している価電子を得て陰イオンを形成するか、価電子を共有して共有結合を形成する傾向があるため、反応性が高くなります。
内殻電子と同様に、価電子はエネルギーを吸収したり光子として放出したりする能力を持っています。エネルギーを得ると、電子は外殻へ移動（ジャンプ）することがあります。これは原子励起と呼ばれます。あるいは、電子は関連する原子の殻から自由になることさえあります。これはイオン化と呼ばれ、陽イオンを形成します。電子がエネルギーを失うと（光子が放出される）、完全に占有されていない内殻へ移動することができます。
概要
電子配置
原子価（原子が化学的にどう反応するか）を決定する電子は、最も高いエネルギーを持つ電子です。
主族元素の場合、価電子は最も高い主量子数 nの電子殻に存在する電子として定義されます。[1]したがって、その元素が持つ価電子の数は、電子配置によって単純に決まります。たとえば、リン(P) の電子配置は 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3なので、価電子は 5 個 (3s 2 3p 3 )あり、分子PF 5の場合のように P の最大原子価は 5 です。この配置は通常 [Ne] 3s 2 3p 3と略されます。ここで [Ne] は、希ガスの ネオンの配置と同じ配置を持つ中心電子を表します。
しかし、遷移元素は、 n sレベルに非常に近いエネルギーの( n −1)d エネルギーレベルを持っています。 [2]そのため、主族元素とは対照的に、遷移金属の価電子は、希ガスコアの外側に存在する電子として定義されます。[3]そのため、一般に、遷移金属の d 電子は、最外殻にないにもかかわらず、価電子として振舞います。 たとえば、マンガン(Mn) は、 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5の構成を持っています。これは、[Ar] 4s 2 3d 5と略されます。ここで、[Ar] は、希ガスのアルゴンと同じコア構成を示します。 この原子では、3d 電子のエネルギーは 4s 電子のエネルギーと同程度で、3s 電子や 3p 電子のエネルギーよりもはるかに高いです。実際には、アルゴンのような核の外側には7つの価電子（4s 2 3d 5）が存在する可能性がある。これは、マンガンの酸化状態が+7（過マンガン酸イオン：MnO−
4（ただし、その数の価電子を持つだけでは、対応する酸化状態が存在するとは限らないことに注意してください。たとえば、フッ素は酸化状態 +7 では知られていません。また、イッテルビウムとノーベリウムでは価電子の最大数が 16 個であることが知られていますが、どの元素でも +9 より高い酸化状態は知られていません。）
各遷移金属系列において、右に行くほどdサブシェルの電子のエネルギーは低くなり、その電子の価電子としての性質は弱くなります。例えば、ニッケル原子は原理的に10個の価電子（4s 2 3d 8）を持ちますが、その酸化状態は4を超えることはありません。亜鉛の場合、3dサブシェルは既知のすべての化合物で完全ですが、一部の化合物では価電子帯に寄与します。[4]同様のパターンは、内部遷移金属の( n −2)fエネルギー準位にも当てはまります。
d電子カウントは、遷移金属の化学を理解するための代替ツールです。
価電子の数
元素の価電子数は、周期表のグループ（縦の列）によって決定されます。1～12族ではグループ番号と価電子数が一致し、13～18族ではグループ番号の一の位と価電子数が一致します（ヘリウムは唯一の例外です）。[5]
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | H1 | 彼 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| 2 | 李 1 | 2になる | B3 | C4 | N5 | O 6 | F7 | ネ 8 | ||||||||||||||||||||||||
| 3 | ナ 1 | マグネシウム 2 | アル 3 | Si 4 | P5 | S 6 | Cl 7 | Ar8 | ||||||||||||||||||||||||
| 4 | K 1 | カルシウム 2 | Sc 3 | ティ 4 | V5 | Cr 6 | マンガン 7 | 鉄 8 | Co 9 | Ni 10 | Cu 11 | 亜鉛 12 | ガ 3 | 創世記 4 章 | 5として | 6ページ | Br 7 | クル 8 | ||||||||||||||
| 5 | RB 1 | シニア 2 | Y 3 | Zr 4 | 注 5 | 月 6日 | Tc 7 | ル 8 | Rh 9 | Pd 10 | Ag 11 | CD 12 | 3で | スン 4 | SB 5 | テ 6 | 私 7 | Xe 8 | ||||||||||||||
| 6 | Cs 1 | バ 2 | ラ 3 | Ce 4 | 問題 5 | 6番目 | 午後 7時 | 小 8 | EU 9 | Gd 10 | Tb 11 | 12日 | ホ 13 | エル 14 | 15ページ | ヤブ 16 | ル 3 | Hf 4 | タ 5 | W 6 | 再 7 | Os 8 | 9ページ | パート 10 | オー 11 | 水銀 12 | 3ページ | Pb 4 | ビ 5 | ポ 6 | 7時 | 8番 |
| 7 | 1年生 | ラー 2 | アク 3 | 4番目 | パ 5 | U 6 | 7ページ | Pu 8 | 午前 9時 | 10センチメートル | 第11巻 | 12参照 | Es 13 | Fm 14 | MD 15 | 16番 | ラー 3 | Rf 4 | Db 5 | 6ページ | Bh 7 | Hs 8 | マタイ 9 章 | Ds 10 | RG 11 | CN12 | NH 3 | フロア 4 | マック 5 | レベル 6 | Ts 7 | オグ 8 |
ヘリウムは例外です。2 つの価電子を持つ 1s 2構成を持ち、そのためn s 2価電子構成を持つアルカリ土類金属といくつかの類似点がありますが、その殻は完全に満たされているため化学的に非常に不活性であり、通常は他の希ガスとともに 18 族に配置されます。
価電子殻
価電子殻は、電子を受け入れて化学結合を形成するためにエネルギー的にアクセス可能な軌道のセットです。
主族元素の場合、価電子殻は最外殻電子殻のns軌道とnp軌道で構成される。遷移金属の場合、不完全な( n −1)dサブシェルの軌道が含まれ、ランタノイドおよびアクチノイドの場合、不完全な( n −2)fサブシェルと( n −1)dサブシェルの軌道が含まれる。これらの軌道は内殻電子殻に存在する場合があり、特定の元素においてすべてが同じ電子殻または主量子数nに対応するわけではないが、すべて同様のエネルギーにある。[5]
| 要素タイプ | 水素とヘリウム | sブロックとpブロック （主族元素） | dブロック （遷移金属） | fブロック （ランタノイドとアクチノイド） |
|---|---|---|---|---|
| 価電子軌道[6] |
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|
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| 電子カウントのルール | デュエット/デュプレットルール | オクテット則 | 18電子則 | 32電子則 |
一般的に、主族元素（水素とヘリウムを除く）は、 2 p 6 電子配置を形成するように反応する傾向があります。この傾向は、結合した各原子が共有電子を含めて8個の価電子を持つため、オクテット則と呼ばれます。同様に、遷移金属は、 10 s 2 p 6電子配置を形成するように反応する傾向があります。この傾向は、結合した各原子が共有電子を含めて18個の価電子を持つため、 18電子則と呼ばれます。
重族2元素のカルシウム、ストロンチウム、バリウムも( n −1)dサブシェルを使用できるため、遷移金属と類似点がある。[7] [8] [9]
化学反応
原子中の価電子の数は、その結合挙動を決定づけます。そのため、原子の価電子数が同じ元素は、特に同じ種類の価電子軌道を持つ場合、周期表において同じグループに分類されることがよくあります。[10]
最も反応性の高い金属元素は、第1族のアルカリ金属（例：ナトリウムやカリウム）です。これは、これらの原子が価電子を1つしか持たないためです。必要なイオン化エネルギーを供給するイオン結合の形成中に、この1つの価電子は容易に失われ、閉殻の陽イオン（陽イオン）（例：Na + またはK + ）を形成します。第2族のアルカリ土類金属（例：マグネシウム）は、閉殻の陽イオン（例： Mg 2+ ）を形成するために各原子が2つの価電子を失わなければならないため、反応性はやや低くなります。[要出典]
金属の各グループ（周期表の各列）において、軽い元素から重い元素へと下に向かうにつれて反応性は増加します。これは、重い元素は軽い元素よりも電子殻の数が多いためです。重い元素の価電子は、より高い主量子数で存在します（原子核からより離れているため、より高いポテンシャルエネルギーを持ち、つまり結合が弱いことを意味します）。[要出典]
非金属原子は、価電子殻を満たすために追加の価電子を引き付ける傾向があります。これは、原子が隣接する原子と電子を共有するか（共有結合）、別の原子から電子を引き離すか（イオン結合）のいずれかの方法で達成されます。最も反応性の高い非金属元素はハロゲンです（例：フッ素（F）または塩素（Cl））。このような原子の電子配置はs 2 p 5です。この場合、閉殻を形成するのに必要な価電子は1つだけです。イオン結合を形成するために、ハロゲン原子は別の原子から電子を1つ引き離して陰イオン（例：F −、Cl −など）を形成します。共有結合を形成するために、ハロゲンの電子1つと別の原子の電子1つが共有対を形成します（例：H–F分子では、線はHとFから1つずつ共有された価電子対を表します）。[要出典]
非金属の各グループ内では、周期表の行が下に行くほど（軽い元素から重い元素へ）、反応性は低下します。これは、価電子のエネルギーが徐々に高くなり、結合が弱くなるためです。実際、酸素（第16族で最も軽い元素）はハロゲンではないにもかかわらず、フッ素に次いで反応性の高い非金属です。これは、より重いハロゲンの価電子殻の主量子数が高いためです。
オクテット則が適用されるこれらの単純なケースでは、原子の価数は、安定なオクテットを形成するために獲得、喪失、または共有された電子の数に等しくなります。しかし、例外となる分子も数多く存在し、それらの価数は明確に定義されていません。
電気伝導性
価電子は、純粋な化学元素の結合にも関与しており、その電気伝導性が金属、半導体、絶縁体のいずれの特性であるかを決定します。
メタリックネットワーク共有結合分子共有結合単一原子未知背景色は周期表における単純な物質の結合状態を示しています。複数の同素体が存在する場合は、最も安定した同素体が考慮されます。
金属元素は、固体状態では一般に高い電気伝導性を示します。周期表の各列において、金属は非金属よりも左側に位置するため、金属は非金属よりも価電子の数が少なくなります。しかし、金属原子の価電子はイオン化エネルギーが小さく、固体状態では、この価電子は比較的自由に原子から離れて近くの別の原子と結合することができます。この状態は金属結合の特徴です。このような「自由」電子は電場の影響下で移動することができ、その運動が電流となり、金属の電気伝導性を担います。銅、アルミニウム、銀、金は良導体の例です。
非金属元素は電気伝導率が低く、絶縁体として機能します。このような元素は周期表の右側にあり、少なくとも半分は満たされた原子価殻を持ちます（ホウ素は例外です）。イオン化エネルギーは大きく、電場が適用されても電子は容易に原子から離れることができないため、このような元素はごくわずかな電流しか伝導できません。固体元素絶縁体の例としては、ダイヤモンド（炭素の同素体）や硫黄があります。これらは共有結合構造を形成し、共有結合が構造全体に広がるか（ダイヤモンドの場合）、個々の共有結合分子が分子間力によって互いに弱く引き寄せられます（硫黄の場合）。（希ガスは単一の原子のままですが、それらにも分子間引力が働き、グループの下位になるほどその力は強くなります。ヘリウムの沸騰温度は -269 °C、ラドンの沸騰温度は -61.7 °C です。）
金属を含む固体化合物は、金属原子の価電子がイオン結合を形成するために用いられる場合、絶縁体にもなり得ます。例えば、ナトリウム単体は金属ですが、固体の塩化ナトリウムは絶縁体です。これは、ナトリウムの価電子が塩素に転移してイオン結合を形成するため、その電子が容易に移動できないためです。
半導体の電気伝導性は金属と非金属の中間です。また、半導体の伝導性は温度とともに増加するという点でも金属とは異なります。代表的な元素半導体はシリコンとゲルマニウムで、それぞれの原子は4つの価電子を持っています。半導体の特性は、価電子帯（絶対零度で価電子を含む）と伝導帯（熱エネルギーによって価電子が励起される帯）の間に小さなエネルギーギャップがあることから、バンド理論を用いて最もよく説明されます。
参考文献
- ^ ペトルッチ, ラルフ・H.; ハーウッド, ウィリアム・S.; ヘリング, F. ジェフリー (2002).一般化学：原理と現代的応用（第8版）. アッパーサドルリバー, ニュージャージー州: プレンティスホール. p. 339. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
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外部リンク
- フランシス、エデン、「価電子」
