אלקטרון ערכיות
בכימיה, אלקטרוני ערכיות הם האלקטרונים הנמצאים ברמת האנרגיה הגבוהה ביותר של האטום. רמה זו משתנה בין אטום לאטום בהתאם לשורה של האטום בטבלה המחזורית. אלקטרוני הערכיות חשובים בקביעת ההתנהגות של האטומים.
מספר אלקטרוני הערכיות
[עריכת קוד מקור | עריכה]ניתן לדעת מהו מספר אלקטרוני הערכיות של אטום לפי הקבוצה (העמודה) אליה הוא משתייך בטבלה המחזורית. מלבד קבוצות 3–12 החריגות (מתכות מעבר), ספרת האחדות של הקבוצה קובעת את מספר אלקטרוני הערכיות של האטום.
| סדרה כימית | אלקטרוני הערכיות |
|---|---|
| קבוצה 1 (I) (מתכות אלקליות) | 1 |
| קבוצה 2 (II) (מתכות אלקליות עפרוריות) | 2 |
| קבוצות 3–12 (מתכות מעבר) | 1-7* |
| קבוצה 13 (III) (קבוצת הבורון) | 3 |
| קבוצה 14 (IV) (קבוצת הפחמן) | 4 |
| קבוצה 15 (V) (קבוצת החנקן) | 5 |
| קבוצה 16 (VI) (קבוצת החמצן) | 6 |
| קבוצה 17 (VII) (קבוצת ההלוגנים) | 7 |
| קבוצה 18 (VIII or 0) (גזים אצילים) | 8** |
* ספירת אלקטרוני ערכיות עבור מתכות מעבר אינה בשימוש.
** מלבד הליום, שהוא בעל שני אלקטרוני ערכיות.
אלקטרוני ערכיות בתגובות כימיות
[עריכת קוד מקור | עריכה]מספר האלקטרונים ברמת האנרגיה החיצונית של אטום קובע את צורת הקשר הכימי שהוא יוצר. לכן, אטומים בעלי אותו מספר של אלקטרוני ערכיות מקובצים יחד בטבלה המחזורית.
כל אטום בעל רמת אנרגיה אחרונה מלאה הוא יותר יציב ונוטה להגיב פחות. אטום יכול להגיע למצב זה בשני אופנים: אטום יכול לשתף אלקטרונים ברמה האחרונה עם אטומים אחרים (קשר קוולנטי), או שהוא יכול לקחת אלקטרונים מאטום אחר (קשר יוני). קשר יוני מסוג אחר מתקיים כאשר אטום נותן אלקטרונים שיש לו, ובכך מרוקן את רמת האנרגיה האחרונה שלו, והרמה שלפניה, שהופכת להיות רמת האנרגיה האחרונה, היא מלאה. בצורה זו אטומים נקשרים בקשרים הנקראים קשרים כימיים. קשרים כימיים משמשים ליצירת מולקולות ותרכובות יוניות. קיימים חמישה סוגי קשרים עיקריים:
ראו גם
[עריכת קוד מקור | עריכה]קישורים חיצוניים
[עריכת קוד מקור | עריכה]
- אלקטרון ערכיות, באתר אנציקלופדיה בריטניקה (באנגלית)
