¿Por qué un ion de fluoruro solo tiene una carga de -1 y no una carga de -2 o más?

La regla del octeto se usa generalmente para explicar las cargas que tienen los átomos de los grupos I, II, VI y VII en compuestos iónicos, al decir algo como «los gases nobles son estables, por lo tanto, tener 8 electrones de valencia debe ser estable por alguna razón». Esto es cierto, pero comprender por qué las configuraciones de gases nobles son estables es importante y, sin saberlo, parece mágico que algunos átomos no adopten una configuración de gases nobles. en compuestos iónicos.

La regla del octeto es una forma útil de predecir rápidamente cargas iónicas y escribir estructuras de Lewis, pero no es una ley mágica la que siguen los átomos. No «quieren» ni «intentan» obtener estructuras electrónicas específicas, aunque a menudo hablamos como ellos. Lo realmente importante es la energía total de la configuración electrónica. La configuración electrónica con menor energía es la más estable .

«Estabilidad» realmente significa «energía más baja»

El total La energía de la configuración electrónica se rige por dos cosas:

1. La energía de los orbitales electrónicos
2. La carga nuclear efectiva que es «vista» por los electrones

Las energías orbitales determinan el orden en el que los orbitales atómicos estarán poblados por electrones en el estado fundamental; en otras palabras, en qué orbitales existirán los electrones para un átomo dado. Sabemos por evidencia empírica y de mecánica cuántica. cálculos de que el orden es el siguiente para la mayoría de los elementos ( no para algunos metales de transición y elementos más pesados):

Los electrones ocuparán estos orbitales desde el «suelo hacia arriba «(llamado principio de Aufbau ). Sabemos, por lo tanto, que para los elementos del cuarto período, la subcapa $ 3d $ se llenará antes que la subcapa $ 4p $.

El diagrama orbital atómico indirectamente nos dice algo más. El número cuántico principal, $ n $ (que para la capa de valencia es igual al número de fila o período), corresponde aproximadamente a la distancia desde el núcleo de la región de mayor densidad de electrones del orbital. En otras palabras, cualquier subcapa con $ n = 4 $ tendrá la mayor parte de su densidad de electrones más lejos del núcleo que una subcapa con $ n = 3 $. Esto significa que $ 3d $ electrones están más cerca del núcleo que $ 4s $ electrones, aunque los $ 3d $ electrones inicialmente tienen mayor energía.

La distancia del electrón al núcleo es aproximadamente proporcional a $ n $

Dado que los electrones tienen carga negativa y el núcleo está cargado positivamente, hay una energía potencial electrostática entre los electrones y el núcleo. Si los electrones estuvieran distribuidos uniformemente por todo el átomo, esperaríamos que la carga nuclear «percibida» por cada electrón fuera igual al número de protones, el número atómico. H Sin embargo, debido a las «reglas» de la mecánica cuántica (las soluciones permitidas a la ecuación de Schrodinger), los electrones son no uniformemente. distribuidos: ocupan orbitales en una disposición específica. Dado que algunos electrones están más cerca del núcleo ($ n $ más bajos) que otros, esto significa que la carga nuclear está parcialmente protegida por los electrones internos, y los electrones externos experimentan una carga nuclear efectiva que es algo menor que la carga nuclear completa. Este diagrama de wikipedia demuestra la idea:

Y este muestra la idea usando el modelo de Bohr (tenga en cuenta que esto es un esquema, no una imagen precisa de cómo se «ven» los electrones en los orbitales, solo las distancias relativas desde el núcleo son correctas)

Cuando los electrones de valencia experimentan una gran carga nuclear efectiva, son más difíciles de eliminar (el costo de energía para eliminarlos aumenta), y cuando la carga nuclear efectiva es menor, son más fáciles de eliminar. La carga nuclear efectiva real es muy difícil de calcular con precisión, pero es muy fácil de estimar: todo lo que necesita hacer es tomar el número de protones y luego restar el número de electrones «apantallados».Básicamente, asumimos que cada electrón entre la capa de valencia y el núcleo cancela un protón:

$$ Z_ {eff} = Z – S $$

donde $ Z_ { eff} $ es la carga nuclear efectiva, $ Z $ es la carga nuclear real y $ S $ es la constante de detección, aquí se supone que es igual al número de electrones «centrales».

Para encontrar $ S $, todo lo que tienes que hacer es contar el número de electrones con $ n $ menos que la capa de valencia (la más alta $ n $).

Tomando el flúor como ejemplo, la configuración electrónica es:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 5 $$

Vemos que $ Z = 9 $ y $ S = 2 $, dando una carga nuclear efectiva de +7. Compare eso con el litio: $ 3-2 = + 1 $. Los electrones de valencia del flúor son aproximadamente 7 veces más difíciles de eliminar que el electrón de valencia del litio. De hecho, cualquier elemento a la izquierda del flúor tiene una carga nuclear efectiva más baja para la capa de valencia y cederá electrones más fácilmente que el flúor. En otras palabras, no es tanto que el flúor no ceda electrones, es que nada puede quitarlos.

¿Qué pasa si agregamos un electrón? Por $ \ ce {F -} $, la configuración electrónica se convierte en:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 6 $$

$ Z_ {eff} $ sigue siendo +7, ya que el número de núcleos el filtrado de electrones no ha cambiado. Esto significa que es energéticamente favorable para el flúor recoger un electrón, ya que el electrón adicional aún «vería» una gran carga nuclear positiva.

¿Qué pasa si agregamos otro, para hacer $ \ ce {F ^ {2 -}} $? Ahora la configuración se ve así:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 1 $$

$ Z_ {eff} $ ahora es $ 9 – 10 = -1 $ – tenga en cuenta que el número de electrones apantallados saltó a 10 porque la capa de valencia «nueva» tiene $ n = 3 $. En otras palabras, debido a las configuraciones orbitales permitidas el nuevo electrón «vería» una carga negativa en el núcleo; necesitaría energía para mantenerla.

Si trabaja en este proceso para todos los elementos de «carga fija», encontrará cosas similares: la carga nuclear efectiva es grande para los elementos que ganan electrones, hasta que ganan demasiados (un octeto), momento en el que se vuelve negativo. Para los metales de carga fija, sucede algo más. Veamos el magnesio.

$ \ ce {Mg} $: $ 12-10 = + 2 $

$ \ ce {Mg ^ 1 +} $: $ 12-10 = + 2 $

$ \ ce {Mg ^ 2 +} $: $ 12-2 = + 10 $

Una vez que eliminas dos electrones, la carga nuclear efectiva salta a +10 para los electrones de valencia restantes. Lo mismo ocurre con todos los metales de los grupos I y II: una vez que se llega al «núcleo» del gas noble, el octecto, la carga nuclear efectiva que ven los electrones de valencia aumenta.

Esto explica por qué los elementos de «carga fija» siempre tienen la misma carga en los compuestos iónicos, pero ¿qué pasa con los metales de transición?

Veamos el cromo. La configuración electrónica se ve así:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 23d ^ 4 $$

¿Qué electrones son los electrones de valencia? Los que tienen los $ n $ más altos: los electrones 4s. La carga nuclear efectiva que «ven» es $ 24 – 22 = + 2 $ – tenga en cuenta que los 4 electrones en la subcapa $ 3d $ se cuentan como pantalla, ya que tienen $ n = 3 $ que es menor que 4, poniendo ellos más cerca del núcleo que la capa de valencia, a pesar de su energía inicialmente más alta.

Si eliminamos un electrón, obtenemos:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 13d ^ 4 $$ (Esto no es exactamente correcto, realmente no habría $ 4s $ electrón y 5 $ 3d $ electrones, pero la razón es complicada y no importa a esta explicación)

Tenga en cuenta que eliminamos un electrón de valencia , un electrón de $ 4s $. Ahora $ Z_ {eff} = 24 – 22 = + 2 $ – no ha cambiado. Podemos eliminar uno más para hacer $ \ ce {Cr ^ {2 +}} $ y obtener:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 63d ^ 4 $$

Ahora la definición de «valencia» se vuelve un poco menos clara: sabemos que el valor más alto de $ n $ corresponde a la valencia capa, pero ¿qué pasa con $ 1 $, la forma orbital? Resulta que los orbitales d son más grandes que los orbitales syp, por lo que los electrones syp terminan apantallando el núcleo de los electrones d. Esto significa que los electrones d ser eliminado a continuación, y la carga nuclear efectiva «vista» por ellos es de $ 24 – 18 = + 6 $. Esta es una carga más grande, pero no tan grande como para que otros elementos (notablemente el oxígeno y los halógenos) «todavía no puedan tirar del d electrones de distancia. Esto nos da un rango de cargas de cromo (estados de oxidación) de +1 a +6. Para $ Cr ^ {6 +} $, la configuración electrónica sería:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 6 $$

Ahora la carga nuclear efectiva es $ 24 – 10 = + 14 $ – demasiado fuerte para que cualquier otra cosa «gane».

Como puede ver, las reglas de la mecánica cuántica determinan el tamaño relativo de los orbitales atómicos y el orden en que están llenos, lo que a su vez determina la carga nuclear efectiva que los electrones de valencia «ven» para cualquier átomo o ión neutro dado.La combinación de los dos conduce a restricciones en las cargas que pueden tener los iones atómicos, con el resultado práctico de que los elementos de los grupos I, II, VI y VII adoptan una configuración de «octeto lleno» o «gas noble», mientras que los otros grupos tienen más flexibilidad.

Comentarios

• Buen uso de la carga nuclear eficaz, y una buena respuesta en general. Nunca consideré que en situaciones extremas el cálculo podría resultar en un valor negativo, lo que sugiere fuertemente que al menos un electrón de valencia no está unido al núcleo. Sin embargo, debo señalar a otros lectores que sus cálculos son muy cualitativos, mucho más que incluso aquellos basados en Slater ‘ s reglas . Su argumento sigue en pie, por supuesto, pero no recomendaría a nadie que se tome demasiado en serio la magnitud de los cargos efectivos calculados.
• @Nicolau: ese ‘ s por qué Traté de dejar en claro que era una estimación, no el cargo efectivo real.
• @thomij I ‘ Me pregunto acerca de su declaración, » Esto significa que los electrones 3d están más cerca del núcleo que los electrones 4s, aunque los electrones 3d tienen mayor energía. » ¿Es cierto, por qué un electrón más cerca del núcleo tienen mayor energía?
• @ron – El argumento que se usa comúnmente es que la densidad electrónica local de las capas d es mayor que la capa s siguiente superior, tanto por » apiñamiento » en la subcapa d y debido a la proximidad a los orbitales 3s y 3p. La verdadera razón es más complicada, pero en resumen, los electrones 4s tienen picos de densidad más cercanos al núcleo, aunque el pico más externo está más alejado. Los niveles de energía en realidad se mueven a medida que los orbitales se llenan, y cuando los orbitales 3d han comenzado a llenarse, pueden tener o no una energía más alta. Editaré mi respuesta para que sea más correcta.

La estructura electrónica de un átomo de flúor es $ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5} $. Existe una fuerte fuerza impulsora para que los átomos alcancen un octeto (lograr una configuración de gas inerte) debido a la estabilidad adicional asociada con una capa llena de electrones. Para completar su octeto y lograr la configuración de gas inerte neón ($ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6} $), el flúor debe ganar 1 electrón y convertirse en el anión fluoruro ($ \ ce {F ^ {- PS Si gana dos electrones y se convierte en $ \ ce {F ^ {- 2}} $, o pierde 1 electrón y se convierte en $ \ ce {F ^ {+}} $, no tendrá un octeto en su capa exterior – no será tan estable como si solo ganara un electrón. El mismo razonamiento explica por qué el sodio, por ejemplo, prefiere perder solo un electrón. Los elementos de transición tienen configuraciones electrónicas más grandes y pueden necesitar ganar o perder 3 o 4 electrones para lograr una configuración de gas inerte. Se requiere mucha energía para agregar o eliminar 3 o 4 electrones, por lo que agregar o eliminar 1 o 2 electrones, sin lograr una configuración de gas inerte, se convierte en una alternativa aceptable debido a la menor energía requerida para eliminar menos electrones. En estos casos, los estados de oxidación de (más o menos) 1, 2, 3 o 4 se vuelven factibles.

Algunos los elementos del grupo principal forman múltiples iones, sin embargo, los análogos a los elementos de transición son menos comunes.

Ejemplos:

• Hidrógeno : el hidrógeno forma el ion $ \ ce {H +} $ ( el protón) y el $ \ ce {H -} $ ion (el hidruro)
• Estaño forma el $ \ ce {Sn ^ {2 +}} $ y $ \ ce {Sn ^ {4 +}} $ cationes

El anión fluoruro puede tener dos cargas negativas. No es imposible agregar dos electrones al anión fluoruro. Pero en ese punto sería bastante inestable ya que el anión fluoruro con una carga formal negativa 1 es isoelectrónico con un gas noble, el neón.

En Además, considere la alta densidad de carga del anión fluoruro. Agregar un electrón extra al flúor está bien, pero no es tan favorable en comparación con el átomo de cloro de menor densidad de carga. El flúor en realidad tiene una afinidad electrónica más baja que el cloro a pesar de la mayor electronegatividad del flúor . Agregar dos electrones adicionales sería desfavorable.

Aquí hay un argumento fácil para complementar los demás, que no involucra directamente octetos y capas de electrones. Compara las especies isoelectrónicas $ \ ce {Na ^ 0} $, $ \ ce {Ne ^ {-}} $ y $ \ ce {F ^ {2 -}} $, que tienen todos los mismos $ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 1 $ configuración fundamental. Observe que, al ir de izquierda a derecha en la lista, está eliminando gradualmente un protón del núcleo, lo que hace que los electrones de valencia se unan menos al átomo (menos carga positiva en el núcleo para atraer los electrones hacia adentro).El sodio metálico elemental ya es muy reactivo porque tiene un electrón de valencia relativamente suelto (una energía de ionización baja). Eliminar dos protones del núcleo para generar $ \ ce {F ^ {2 -}} $ crearía una especie mucho más reactivo incluso que el sodio metálico (!), y se esperaría que perdiera inmediatamente al menos un electrón en cualquier condición.

En verdad, $ \ ce {F ^ {2 -}} $ es demasiado inestable a formarse en primer lugar. Nuevamente, comparando las especies isoelectrónicas de la lista anterior, buscamos $ \ ce {Ne ^ {-}} $. De hecho, el neón ya tiene una afinidad electrónica que es prácticamente nula o incluso endergónica. En otras palabras, la reacción $ \ ce {Ne ^ 0 _ {(g)} + e ^ {-} – > Ne ^ {-} _ {(g)}} $ ya tiene muy poco impulso hacia la derecha, si es que no está siendo conducido hacia la izquierda. Esto sugiere la reacción $ \ ce {F ^ {-} _ {(g)} + e ^ {-} – > F ^ {2 -} _ {(g)} } $ (la afinidad del segundo electrón del flúor) es fuertemente endergónico y nunca sucederá en un grado significativo.