Как найти валентные электроны в таблице менделеева

Была ли эта статья полезной?

Электроны и валентность

Международный союз теоретической и прикладной химии определил валентность как максимальное число одновалентных атомов (первоначально — водорода или хлора), которые могут объединяться с атомом или фрагментом рассматриваемого элемента.

Современная альтернативная трактовка звучит несколько иначе: валентность — это число атомов водорода, которые могут объединяться с элементом в бинарном гидриде, или удвоенное количество атомов кислорода, объединяющихся с элементом в его оксиде или оксидах. Это определение отличается от формулировки МСТПХ, поскольку большинство веществ имеет более чем одну валентность.

Модель ядерного атома Резерфорда (1911) показала, что внешнюю оболочку атома занимают заряженные частицы, это свидетельствует о том, что электроны ответственны за взаимодействие атомов и образование химических связей.

В 1916 году Гилберт Н. Льюис объяснил валентность и химическую связь с точки зрения тенденции атомов достигать стабильного октета из 8 электронов в валентной оболочке.

Согласно Льюису, ковалентная связь приводит к октетам при совместном использовании электронов, а ионная связь — при передаче электронов от одного атома к другому. Термин ковалентность приписывается Ирвингу Лэнгмюру. Префикс ко— означает «вместе», то есть атомы разделяют валентность. Поэтому определение валентности по формуле соединения стало возможным.

В 1930-х годах Линус Полинг предположил, что существуют также полярные ковалентные связи, которые являются промежуточными, а степень ионного характера зависит от разницы электроотрицательности двух связанных атомов.

Полинг также рассматривал гипервалентные молекулы, в которых элементы имеют кажущиеся валентности, например, в молекуле гексафторида серы (SF6). Учёный считал, что сера образует 6 истинных двух электронных связей с использованием sp³ d² гибридных атомных орбиталей, которые объединяют одну s, три p и две d орбитали.

Для основных элементов в периодической таблице Менделеева валентность может варьироваться от 1 до 7. Многие вещества имеют общую валентность, связанную с их положением в таблице. Для описания ионов в зарядовых состояниях 1, 2, 3 и т. д. (соответственно) используются греческие/латинские цифровые префиксы (моно- / уни- / би- / три-).

Виды с одним зарядом являются одновалентными. Например, Cs⁺ — одновалентный катион, тогда как Ca²⁺ является двухвалентным, а Fe³⁺ — трёхвалентным. Существуют также поливалентные катионы, которые не ограничены определённым количеством валентных связей.

В отличие от Cs и Ca, Fe может существовать в других зарядовых состояниях, особенно 2+ и 4+, и поэтому известен как многовалентный (поливалентный) ион.

Переходные металлы и металлы, как правило, многовалентны, но, к сожалению, не существует простой схемы, предсказывающей их валентность.

Определение количества

Можно определить количество электронов с помощью специального онлайн-калькулятора. Однако его нахождение под рукой не всегда возможно. Поэтому следующий вариант — обратиться к атомной конфигурации элемента и просто сосчитать число заряженных частиц в самой внешней оболочке атома. Однако это чрезвычайно утомительное занятие, так как, возможно, придётся пролистать много учебников, чтобы найти конфигурации, с которыми исследователь не знаком.

Количество ВЭ элемента и его валентность определить по таблице Менделеева проще всего. Нужно обратить внимание на вертикальный столбец, в котором указана классификация.

Исключением являются переходные металлы — 3−12 группы.

Цифра в порядковом номере группы показывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом вещества, указанного в этом конкретном столбце.

Пример в таблице:

Группа	ВЭ
1 (I) (щелочные металлы)	1
2 (II) (щёлочноземельные металлы)	2
3−12 (переходные металлы)	3−12
13 (III) (борная группа)	3
14 (IV) (углеродная)	4
15 (V) (группа азота)	5
16 (VI) (кислородная группа)	6
17 (VII) (галогены)	7
18 (VIII или 0) (благородные газы)	8

Надо сказать, что периодическая таблица — это аккуратное расположение всех элементов, которые известны науке на данный момент.

Они располагаются слева направо в порядке возрастания их атомарных номеров или числа протонов (электронов), которые они содержат.

Все вещества в таблице Менделеева делятся на четыре категории:

• элементы основной группы;
• переходные элементы;
• лантаноиды;
• актиниды.

Последние два — это внутренние переходные элементы, образующие мост в группах 2 и 13. Таблица содержит строки — периоды — и 18 столбцов, известных как группы. Есть ещё подтаблица, которая содержит 7 строк и 2 столбца с более редкими веществами.

Номер строки (периода) элемента показывает количество оболочек, окружающих его ядро.

Химические реакции

Число электронов, содержащихся во внешней оболочке атома, которая ещё называется валентной, определяет его способность образовывать связи. Поэтому элементы с одинаковым количеством валентных электронов в атоме группируются в периодическую таблицу. Обычно вещества главной группы, исключая гелий и водород, имеют тенденцию вступать в реакцию с образованием замкнутой оболочки, которая соответствует конфигурации электронов s² p⁶. Это называется правилом октетов, поскольку у каждого связанного атома будет восемь ВЭ, учитывая общие электроны.

Из металлических элементов наиболее реакционноспособными являются щелочные металлы первой группы, например, калий и натрий. Такой атом имеет только один ВЭ. Эта единственная заряженная частица с лёгкостью теряется во время образования ионной связи, после чего образуется катион (положительный ион), например, K⁺ или Na⁺, оболочка которого будет закрыта.

Вторая группа — щёлочноземельные металлы, например, магний, — менее реактивны. Чтобы получить положительный ион (Mg²⁺), каждому их атому нужно отдать два ВЭ.

В любой группе (в столбце таблицы Менделеева) металлов реакционная способность становится больше, если двигаться от лёгкого вещества к более тяжёлому, то есть увеличивается с каждым нижним рядом таблицы. Происходит это просто потому, что у тяжёлых элементов больше оболочек. Их ВЭ приходится существовать в условиях более высоких главных квантовых чисел.

Они находятся дальше от атомного ядра и, следовательно, обладают более высокой потенциальной энергией, это означает, что связь между ними менее тесная.

Атом неметалла настроен привлекать дополнительные ВЭ, чтобы образовать полную валентную оболочку. Это может быть достигнуто одним из двух способов:

• посредством ковалентной связи, то есть атом поделится электронами с соседом;
• будет использована ионная связь, то есть электроны возьмут из другого атома.

Наиболее реактивными видами неметаллических элементов являются галогены. К ним можно отнести хлор (Cl) или, например, фтор (F).

Если двигаться от лёгкого элемента к тяжёлому, в пределах каждой группы неметаллов их реакционная способность будет уменьшаться. Это потому, что ВЭ будут терять тесную связь, поскольку приобретают более высокую энергию. По факту, самый лёгкий элемент в группе 16 — кислород — наиболее реакционноспособный неметалл, после фтора, конечно.

В таких простых случаях, когда соблюдается правило октета, валентность атома равна количеству разделённых электронов, потерянных или полученных для того, чтобы сформировался стабильный октет. Однако есть также много молекул, для которых валентность менее чётко определена, но это скорее исключения.

Электронная конфигурация

Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.

Следовательно, число валентных электронов, которое может быть у вещества, зависит от конфигурации самих частиц. Например, чтобы определить валентные электроны фосфора, нужно записать его конфигурацию: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³. Итак, получается 5 ВЭ (3s ² 3p ³), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5.

Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.

Как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные, хотя они не находятся в оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵, это сокращённо — [Ar] 4s² 3d⁵, где [Ar] — обозначение конфигурации ядра, идентичной благородному газу — аргону. Электрон 3d этого атома имеет энергию, аналогичную 4s, но превышающую 3s или 3p.

Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s² 3d⁵), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).

Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.

Например, хотя обычно у атома никеля десятая валентность (4s² 3d⁸), его степень окисления никогда не превышает четырёх. Для цинка 3d-оболочка является полной и ведёт себя подобно электронам ядра.

Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.

Электрическая проводимость

Ответственность за электрическую проводимость вещества в том числе лежит и на электронах. Вследствие чего элементы классифицируются следующим образом:

• металлоиды (полупроводники);
• неметаллы;
• металлы.

В твёрдом состоянии металлические элементы обычно имеют высокую электропроводность. Поскольку валентный электрон металла обладает небольшой энергией ионизации, находясь в твёрдом состоянии, он относительно свободно покидает атом, чтобы связываться с другими.

Когда электрон свободный, он может перемещаться под воздействием электрического поля, то есть создавать электрический ток, отвечая за электропроводность металла. Примером хороших проводников могут служить серебро, равно как и золото, алюминий и, конечно, медь.

Как изолятор действует неметаллический элемент, поскольку имеет низкую электропроводность. В таблице Менделеева такие вещества находятся справа. Их валентная оболочка заполнена наполовину (исключение составляет бор). Когда на атом воздействует некоторое электрическое поле, заряженная частица не может его легко покинуть, поэтому такой элемент может проводить слабый постоянный или переменный электрический ток. Например, сера и алмаз — одни из таких веществ.

Изолятором также может быть твёрдое соединение, которое содержит металлы, если для образования ионных связей используются ВЭ атомов металла. К примеру, натрий, хоть он и представляет собой мягкий металл, однако твёрдый хлорид натрия является изолятором.

Поскольку для образования ионной связи ВЭ натрия переносятся в хлор, электроны не имеют возможности легко перемещаться.

Полупроводники обладают промежуточной между металлами и неметаллами электрической проводимостью. Интересно, что при увеличении температуры у этих веществ улучшается проводимость. Германий и кремний можно отнести к типичным элементарным полупроводникам, каждый их атом имеет 4 ВЭ. Надо сказать, что лучше всего свойства полупроводников объясняются с помощью теории зон.

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома —
порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s²) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти «d» ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти «d» ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s²2s²2p²
• Серы — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод — 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод — 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний — 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

Как определить валентные электроны

2 части:Поиск валентных электронов при помощи периодической таблицыНахождение валентных электронов при помощи электронной конфигурации

Валентные электроны находятся на внешней оболочке атома. Их количество определяет число возможных химических соединений, которые атом может образовать. Лучший способ определить количество валентных электронов – воспользоваться периодической таблицей Менделеева.

Шаги

Часть 1 из 2: Поиск валентных электронов при помощи периодической таблицы

Непереходные металлы

1. 
   1
   Используйте периодическую таблицу химических элементов (таблицу Менделеева). Это определенным образом раскрашенная таблица, каждая ячейка которой содержит название химического элемента и другую важную информацию, которую можно использовать для определения количества валентных электронов в конкретном атоме. Таблицу Менделеева можно найти в учебнике по химии или в интернете.[1]

2. 
   2
   Пронумеруй каждый столбец периодической таблицы с 1 по 18 (начиная с первого столбца слева). Как правило, все элементы одного столбца таблицы Менделеева имеют одинаковое число валентных электронов. Столбцы – это группы, на которые делятся химические элементы.[2]
3. Например, над водородом (Н) напишите цифру 1, так как с него начинается первый столбец, а над гелием (He) напишите цифру 18, так как с него начинается восемнадцатый столбец.
4. 
   3
   Теперь в таблице Менделеева найдите элемент, число валентных электронов которого вы хотите найти. Вы можете сделать это по символу элемента (буквы в каждой ячейке), по его атомному номеру (число в левом верхнем углу каждой ячейки) или любой другой доступной вам информации.
5. Например, определим число валентных электронов углерода (С). Его атомный номер 6 и с него начинается четырнадцатая группа.
6. В этом подразделе мы не рассматриваем переходные металлы, которые расположены в группах с 3 по 12. Эти элементы немного отличаются от остальных, поэтому описанные здесь методы на них не распространяются. Переходные металлы будут рассмотрены в следующем подразделе.
7. 
   4
   Используйте номера групп, чтобы определить количество валентных электронов в непереходных металлах. Цифра, стоящая в номере группы в разряде единиц, определяет число валентных электронов в атомах элементов. Другими словами:
8. Группа 1: 1 валентный электрон
9. Группа 2: 2 валентных электрона
10. Группа 13: 3 валентных электрона
11. Группа 14: 4 валентных электрона
12. Группа 15: 5 валентных электрона
13. Группа 16: 6 валентных электрона
14. Группа 17: 7 валентных электрона
15. Группа 18: 8 валентных электрона (за исключением гелия, у которого 2 валентных электрона)
16. В нашем примере, так как углерод находится в группе 14, мы можем сказать, что один атом углерода имеет четыре валентных электрона.

Переходные металлы

1. 
   1
   Найдите элемент в группах с 3 по 12. В этих группах расположены переходные металлы. В этом подразделе мы расскажем, как определить число валентных электронов в атомах таких элементов. Заметьте, что в некоторых элементах число валентных электронов определить нельзя.
2. Например, рассмотрим тантал (Ta); его атомный номер 73. Далее мы найдем число его валентных электронов (или, по крайней мере, попробуем это сделать).
3. Обратите внимание, что переходные металлы включают лантаноиды и актиноиды (они также называются редкоземельными металлами) – два ряда элементов, которые, как правило, расположены ниже основной таблицы и которые начинаются с лантана и актиния. Все эти элементы относятся к группы 3 периодической таблицы.
4. 
   2
   Чтобы понять, почему сложно определить число валентных электронов у переходных металлов, необходимо дать небольшое пояснение о расположении электронов в атомах. [3]
5. В атоме электроны расположены на электронных орбиталях. Каждая электронная орбиталь может содержать только какое-то определенное число электронов, причем заполняются орбитали, начиная с ближайшей к ядру атома и заканчивая наиболее далекой.
6. При заполнении электронами внешней орбитали атома переходного металла они становятся валентными электронами, но на какое-то время, после чего роль валентных электронов играют электроны с других орбиталей. Это означает, что число валентных электронов может меняться.
7. Для получения детальной информации о валентных электронах прочитайте эту статью.[4]
8. 
   3
   Используйте номера групп, чтобы определить количество валентных электронов в переходных металлах. Здесь номер группы, как правило, соответствует диапазону возможного числа валентных электронов.[5]
9. Группа 3: 3 валентных электрона
10. Группа 4: 2 — 4 валентных электрона
11. Группа 5: 2 — 5 валентных электрона
12. Группа 6: 2 — 6 валентных электрона
13. Группа 7: 2 — 7 валентных электрона
14. Группа 8: 2 или 3 валентных электрона
15. Группа 9: 2 или 3 валентных электрона
16. Группа 10: 2 или 3 валентных электрона
17. Группа 11: 1 или 2 валентных электрона
18. Группа 12: 2 валентных электрона
19. В нашем примере тантал расположен в группе 5, поэтому мы можем сказать, что его атом имеет от двух до пяти валентных электрона (в зависимости от ситуации).

Часть 2 из 2: Нахождение валентных электронов при помощи электронной конфигурации

1. 
   1
   Электронная конфигурация – это формула расположения электронов по электронным орбиталям атома химического элемента. Другими словами, это простой и наглядный способ представления электронных орбиталей атома с использованием букв и цифр.
2. Например, рассмотрим электронную конфигурацию натрия (Na):
   1s22s22p63s1
3. Обратите внимание, что электронная конфигурация строится по формуле:
   (цифра)(буква)(надстрочная цифра)(цифра)(буква)(надстрочная цифра)…
4. … и так далее. Здесь (цифра)(буква) – это обозначение электронной орбитали, а (надстрочная цифра) – это число электронов на этой орбитали.
5. В нашем примере в атоме натрия 2 электрона на 1s-орбитали плюс 2 электрона на 2s-орбитали плюс 6 электронов на 2р-орбитали плюс 1 электрон на 3s-орбитали. Всего 11 электронов, что верно, так как атомный номер натрия 11.
6. 
   2
   Теперь вы знаете, как расшифровывать электронную конфигурацию, и сможете найти число валентных электронов определенного элемента (за исключением, конечно, переходных металлов). Если электронная конфигурация дана в задаче, перейдите к следующему шагу. Если нет, читайте дальше.
7. Вот полная электронная конфигурация унуноктия (Uuo; атомный номер 118):
   1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
8. Теперь, чтобы определить электронную конфигурацию любого элемента, вам просто нужно заполнить этот шаблон (до тех пор, пока у вас не останется электронов). Это проще, чем кажется. Например, определите электронную конфигурацию хлора (Cl; атомный номер 17), атом которого имеет 17 электронов:
   1s22s22p63s23p5
9. Обратите внимание, что общее число электронов равно 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Вам нужно изменить количество электронов на последней орбитали, так как предыдущие орбитали такие же, как в шаблоне (ибо полностью заполнены электронами).
10. Для получения подробной информации об электронных конфигурациях прочитайте эту статью.
11. 
    3
    Орбитали заполняются электронами по правилу октета: первые два электрона заполняют 1s-орбиталь, следующие два электрона заполняют 2s-орбиталь, следующие шесть электронов заполняют 2р-орбиталь (и так далее). Когда мы имеем дело с атомами непереходных металлов, мы говорим, что эти орбитали образуют вокруг атома «орбитальные оболочки», причем каждая следующая оболочка расположена дальше, чем предыдущая. Два электрона содержит только первая оболочка, а все остальные оболочки содержат по восемь электронов (кроме, опять же, атомов переходных металлов). Это называется правилом октета.
12. Например, рассмотрим бор (B). Его атомный номер 5, то есть атом бора включает пять электронов, а его электронная конфигурация выглядит следующим образом: 1s22s22p1. Так как первая орбитальная оболочка имеет только два электрона, то можно сказать, что у бора только две оболочки: первая с двумя электронами (на 1s-орбитали), а вторая с тремя (на 2s- и 2р-орбитали).
13. В качестве другого примера рассмотрим хлор (Cl), у которого три орбитальные оболочки: первая с двумя электронами на 1s-орбитали, вторая с двумя электронами на 2s-орбитали и шестью электронами на 2р-орбитали, третья с двумя электронами на 3s-орбитали и пятью электронами на 3p-орбитали.
14. 
    4
    Найдите число электронов на внешней оболочке. Это и будет число валентных электронов определенного элемента. Если внешняя оболочка полностью заполнена (другими словами, если она имеет восемь электронов или два электрона в случае первой оболочки), то элемент является инертным и не будет легко вступать в реакцию с другими элементами. Опять же, данные правила не распространяются на переходные металлы.
15. Например, рассмотрим бор. Так как на внешней оболочке бора находятся три электрона, то мы можем сказать, что у бора три валентных электрона.
16. 
    5
    Используйте строки таблицы Менделеева для определения числа орбитальных оболочек. Строки периодической таблицы химических элементов называются периодами. Каждый период соответствует количеству электронных оболочек атомов. Вы можете использовать это для определения числа валентных электронов элемента – просто посчитайте порядковый номер элемента в периоде, начиная слева. Учтите, что данный метод не распространяется на переходные металлы.
17. Например, мы знаем, что у селена четыре орбитальные оболочки, потому что этот элемент расположен в четвертом периоде. Так как это шестой элемент (слева) четвертого периода (без учета переходных металлов), мы можем сказать, что внешняя четвертая оболочка содержит шесть электронов, и, таким образом, у селена шесть валентных электрона.

Советы

• Обратите внимание, что электронные конфигурации могут быть записаны в сокращенном виде с использованием благородных газов (элементы группы 18). Например, электронную конфигурацию натрия можно записать так: [Ne]3s1 – по сути, она напоминает электронную конфигурацию неона, но с одним дополнительным электроном на 3s-орбитали.[6]
• У переходных металлов есть валентные подуровни, незаполненные полностью. Определение точного числа валентных электронов в переходных металлах включает в себя принципы квантовой теории и не рассматривается в данной статье.
• Обратите внимание, что форма (вид) периодической таблицы химических элементов может отличаться в разных странах. Поэтому убедитесь, что вы пользуетесь формой периодической таблицы химических элементов, которая принята в вашей стране (чтобы избежать ошибок).

Что вам понадобится

• Периодическая таблица химических элементов (таблица Менделеева)
• Карандаш
• Бумага