Jeg forskede på elektronegativitet, da jeg kiggede op, hvad en graf for elektronegativitet i det periodiske system er. Og dette dukkede op. Jeg scannede det og matchede alt, hvad jeg vidste om elementerne op til bordet. Ja, gruppe 1 er alle lyse; ja, ikke-metaller er alle virkelig mørkeblå, der kulminerer med fluor; og ja, ædelgasserne er for det meste nul (med undtagelse af forræderne xenon og krypton , som tilfældigvis også er de eneste elektronegative ædelgasser!)
Men mens jeg scannede siden fra Wikipedia på ædelgasforbindelser, Jeg indså pludselig, at der var en forbindelse kaldet xenonhexafluoroplatinat, hvilket betyder at xenon kunne binde sig til … platin? Da jeg kontrollerede bordet, blev jeg overrasket over at finde ud af, at hele gruppen af ædle metaller faktisk var mere elektronegative end metallerne omkring dem! div id = “01da32ea07″>
Hvorfor?! Er de ikke ekstremt ikke-reaktive? Hvordan kan de så kræve elektroner endnu mere end almindelige metaller?
Kommentarer
- Spørger du om ædelgasser eller metaller? Du kan beregne elektronegat. også for andre ædelgasser.
- Metaller har tendens at miste elektroner så høje elektroneg betyder det ' er mindste for dem – helt rimeligt.
- Jeg ' m spørger, hvorfor er ædle metaller faktisk endnu mere elektronegative end de andre metaller, der omgiver dem. Det er lidt modstridende for mig.
- Det burde ikke være ' t være – faktisk elementer med højeste og laveste elektronegativitet er normalt meget reaktive – dem i i midten som guld er ' t.
Svar
ædle metaller defineres ved en modstandsdygtighed over for oxidation og korrosion, og dette skal ikke fortolkes som en mangel på reaktivitet, men i stedet et aspekt af deres høje EN. Så der er ingen modsigelse, som du synes at tænke. Dybest set holder de bedre på deres elektroner end andre metaller, så det er sværere for syrer og ilt at stjæle elektroner fra disse metaller.
Ædle metaller betragtes generelt som ruthenium, rhodium, palladium, sølv, osmium, iridium, platin og guld, så jeg vil hovedsagelig tage fat på disse bestemte grundstoffer. Der er et par grunde til, at de skal have en højere elektronegativitet:
-
lanthanidkontraktion får disse atomer til at har en højere end forventet $ Z _ {\ text {eff}} $ . Dette betyder, at de holder fast på deres elektroner tæt, så har højere elektronaffiniteter og ioniseringsenergier, som svarer til en høj EN. Dette indgår ikke i gruppe 12, fordi accept af elektroner til disse grundstoffer ville resultere i tilføjelse af endnu et energiniveau, så det er ikke så gunstigt.
-
udfyldningsrækkefølge : Efter periode 6 er orbitalerne 6s, 4f og 5d alle så tæt på energi, at udfyldningsrækkefølgen ændres , som påvirker elemets egenskaber og kemi nts. Bemærk, at næsten alle disse metaller, bortset fra Os og Ir, bryder den typiske påfyldningsrækkefølge. Tilføjelse af elektroner til disse atomer har derfor ikke de samme virkninger, som dikteres af normale periodiske tendenser.
-
Relativistiske effekter – Noget relateret til udfyldningsrækkefølgen. I periode 6 er kerner så tunge, at kernelektronerne bevæger sig tæt på lysets hastighed. Dette forårsager en sammentrækning af s orbitaler, den inerte par-effekt og andre ting, der har stor indflydelse på den elektroniske struktur og kemi.
Også ædelgasserne begynde at blive reaktiv omkring Kr, og mere for Xe, fordi de er så store med så høj afskærmning, at elektronegative atomer er i stand til at tage elektroner til at danne bindinger. Nogle mennesker bliver forvirrede over dette, fordi de synes, det bare er Kr, og Xe er underligt, men det er faktisk en tendens og fortsætter med Rn, men der er ikke meget data om Rn-forbindelser eller meget brug for dem, da Rn-222 er den længst levede isotop med en halveringstid på ~ 3 dage.
Periodiske tendenser for overgangsmetaller kan hjælpe med at forklare nogle af dette.
Kommentarer
- @orthocresol Baseret på periodiske tendenser ville den forventede rækkefølge at udfylde være 6s, 4f, 5d, som observeres i mest periode 6 elementer (Cs, Ba, Pr til Ir). " 4f < 5d < 6s " var forvirrende for mig baseret på den forventede udfyldningsrækkefølge, så jeg fjernede den.
- Eek, der var en skrivefejl fra min side, min dårlige.
- Bemærk, at lanthanidkontraktion er irrelevant for Ru, Rh, Pd og Ag.
Svar
Ædle metaller er tæt på at fylde både $ s $ og $ d $ subshells, så der er en vis stabilitet i at få elektroner. Guldatomer i komplekser danner bindinger med hinanden, der har samme styrke som brintbindinger og kan danne stabile $ \ ce {Au ^ -} $ salte med kationer som $ \ ce {Cs ^ +} $. Platin danner ligeledes $ \ ce {Pt ^ {2 -}} $. Der er også relativistiske effekter, der ændrer karakteristika for $ d $ subshell.
https://en.wikipedia.org/wiki/Aurophilicity
http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S129325580500230X?via%3Dihub