Pourquoi un ion fluorure na-t-il quune charge -1 et pas une charge -2 ou plus?

La règle de loctet est généralement utilisée pour expliquer les charges que les atomes des groupes I, II, VI et VII ont dans les composés ioniques, en disant quelque chose comme « les gaz rares sont stables, donc avoir 8 électrons de valence doit être stable pour une raison quelconque. » Cest vrai, mais il est important de comprendre pourquoi les configurations de gaz rares sont stables, et sans le savoir, il semble magique que certains atomes nadoptent pas une configuration de gaz rares dans les composés ioniques.

La règle de loctet est un moyen utile de prédire rapidement les charges ioniques et décrire des structures de Lewis, mais ce nest pas une loi magique que les atomes suivent. Ils ne «veulent» pas ou «nessaient» pas dobtenir des structures électroniques spécifiques, bien que nous parlions souvent comme eux. Ce qui est vraiment important, cest lénergie totale de la configuration électronique. La configuration électronique avec lénergie la plus faible est la plus stable .

« Stabilité » signifie vraiment « énergie la plus basse »

Le total lénergie de la configuration électronique est régie par deux choses:

1. Lénergie des orbitales
2. La charge nucléaire effective qui est « vue » par les électrons

Les énergies orbitales déterminent lordre dans lequel les orbitales atomiques seront peuplées délectrons dans létat fondamental – en dautres termes, les orbitales dans lesquelles les électrons existeront pour un atome donné. Nous savons par des preuves empiriques et de la mécanique quantique calculs que lordre va comme ceci pour la plupart des éléments ( pas pour certains métaux de transition et éléments plus lourds):

Les électrons occuperont ces orbitales à partir du « sol » « (appelé le principe Aufbau ). Nous savons donc que pour les éléments de 4e période, le sous-shell $ 3d $ se remplira avant le sous-shell $ 4p $.

Le diagramme orbital atomique nous dit indirectement autre chose. Le nombre quantique principal, $ n $ (qui pour la couche de valence est égal au numéro de ligne ou de période), correspond à peu près à la distance du noyau de la région de densité délectrons la plus élevée de lorbitale. En dautres termes, toute sous-couche avec $ n = 4 $ aura la majeure partie de sa densité électronique plus éloignée du noyau quune sous-couche avec $ n = 3 $. Cela signifie que $ 3d $ les électrons sont plus proches du noyau que Électrons $ 4s $, même si les électrons $ 3d $ ont initialement une énergie plus élevée.

La distance de lélectron au noyau est à peu près proportionnel à $ n $

Puisque les électrons ont une charge négative et que le noyau est chargé positivement, il y a une énergie potentielle électrostatique entre les électrons Si les électrons étaient uniformément répartis dans tout latome, nous nous attendrions à ce que la charge nucléaire « ressentie » par chaque électron soit égale au nombre de protons – le numéro atomique. H Cependant, en raison des « règles » de la mécanique quantique (les solutions autorisées à léquation de Schrödinger), les électrons sont pas uniformément distribué – ils occupent des orbitales dans un arrangement spécifique. Étant donné que certains électrons sont plus proches du noyau (moins de $ n $) que dautres, cela signifie que la charge nucléaire est partiellement blindée par les électrons internes et que les électrons externes subissent un charge nucléaire effective qui est légèrement inférieure à la charge nucléaire complète. Ce diagramme de wikipedia montre lidée:

Et celui-ci montre lidée en utilisant le modèle de Bohr (notez que ceci est un schéma – pas une image précise de ce à quoi les électrons « ressemblent » dans les orbitales – seules les distances relatives du noyau sont correctes)

Lorsque les électrons de valence subissent une importante charge nucléaire effective, ils sont plus difficiles à éliminer (le coût énergétique pour les éliminer augmente), et lorsque la charge nucléaire effective est plus faible, ils sont plus faciles à éliminer. La charge nucléaire effective réelle est très difficile à calculer avec précision, mais elle est très facile à estimer – tout ce que vous avez à faire est de prendre le nombre de protons, puis de soustraire le nombre délectrons «criblant».Fondamentalement, nous supposons que chaque électron entre la couche de valence et le noyau annule un proton:

$$ Z_ {eff} = Z – S $$

où $ Z_ { eff} $ est la charge nucléaire effective, $ Z $ est la charge nucléaire réelle, et $ S $ est la constante de blindage, ici supposée égale au nombre délectrons « core ».

Pour trouver $ S $, tout ce que vous avez à faire est de compter le nombre délectrons avec $ n $ de moins que la coquille de valence ($ n $ le plus élevé).

En prenant le fluor comme exemple, la configuration électronique est:

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

On voit que $ Z = 9 $ et $ S = 2 $, ce qui donne une charge nucléaire effective de +7. Comparez cela au lithium: 3-2 $ = + 1 $. Les électrons de valence sur le fluor sont environ 7 fois plus difficiles à éliminer que lélectron de valence sur le lithium. En fait, tout élément à gauche du fluor a une charge nucléaire efficace inférieure pour la coquille de valence et abandonnera des électrons plus facilement que le fluor. En dautres termes, ce nest pas tant que le fluor nabandonnera pas les électrons, cest que rien ne peut les en retirer.

Et si nous ajoutions un électron? Pour $ \ ce {F -} $, la configuration électronique devient:

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

$ Z_ {eff} $ est toujours +7, puisque le nombre de noyau le dépistage des électrons na pas changé. Cela signifie quil est énergétiquement favorable pour le fluor de capter un électron, puisque lélectron supplémentaire « verrait » toujours une grosse charge nucléaire positive.

Et si nous en ajoutions un autre, pour faire $ \ ce {F ^ {2 -}} $? Maintenant, la configuration ressemble à ceci:

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

$ Z_ {eff} $ est maintenant $ 9 – 10 = -1 $ – notez que le nombre délectrons de blindage est passé à 10 car la « nouvelle » couche de valence a $ n = 3 $. En dautres termes, en raison des configurations orbitales autorisées , le nouvel électron « verrait » une charge négative sur le noyau – il faudrait de lénergie pour le maintenir.

Si vous suivez ce processus pour tous les éléments à « charge fixe », vous trouvez des choses similaires – la charge nucléaire effective est importante pour les éléments qui gagnent des électrons, jusquà ce quils en gagnent trop (un octet), auquel point il devient négatif. Pour les métaux à charge fixe, autre chose se produit. Regardons le magnésium.

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

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

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

Une fois que vous supprimez deux électrons, la charge nucléaire effective passe à +10 pour les électrons de valence restants. Il en va de même pour tous les métaux des groupes I et II – une fois que vous arrivez au « cœur » des gaz rares – loctecte – la charge nucléaire effective vue par les électrons de valence monte en flèche.

Ceci explique pourquoi les éléments à « charge fixe » ont toujours la même charge dans les composés ioniques, mais quen est-il des métaux de transition?

Regardons le chrome. La configuration électronique ressemble à ceci:

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

Quels électrons sont les électrons de valence? Ceux avec les $ n $ les plus élevés – les électrons 4s. La charge nucléaire effective quils « voient » est de 24 $ – 22 = + 2 $ – notez que les 4 électrons de la sous-couche $ 3d $ sont comptés comme écran, puisquils ont $ n = 3 $ ce qui est inférieur à 4, mettant les plus proches du noyau que la coquille de valence, malgré leur énergie initialement plus élevée.

Si nous supprimons un électron, nous obtenons:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 13d ^ 4 $$ (Ce nest pas tout à fait correct, il ny aurait vraiment pas délectrons $ 4s $ et 5 $ 3d $ électrons, mais la raison est compliquée et cela na pas dimportance à cette explication)

Notez que nous avons supprimé un électron de valence – un électron $ 4s $. Maintenant $ Z_ {eff} = 24 – 22 = + 2 $ – cela na pas changé. Nous pouvons en supprimer un de plus pour faire $ \ ce {Cr ^ {2 +}} $ et obtenir:

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

Maintenant, la définition de «valence» devient un peu moins claire – nous savons que la valeur $ n $ la plus élevée correspond à la valence mais quen est-il de $ l $, la forme orbitale? Il savère que d orbitales sont plus grandes que les orbitales s et p, et donc les électrons s et p finissent par filtrer le noyau des électrons d. Cela signifie que d électrons être enlevé ensuite, et la charge nucléaire effective « vue » par eux est de 24 $ – 18 = + 6 $. Cest une charge plus grande, mais pas si grande que dautres éléments (notamment loxygène et les halogènes) ne peuvent pas encore tirer le d électrons loin. Cela nous donne une gamme de charges de chrome (états doxydation) de +1 à +6. Pour $ Cr ^ {6 +} $, la configuration électronique serait:

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

Maintenant la charge nucléaire effective est 24 $ – 10 = + 14 $ – beaucoup trop fort pour quoi que ce soit dautre contre lequel «gagner».

Comme vous pouvez le voir, les règles de la mécanique quantique déterminent la taille relative des orbitales atomiques et lordre dans lequel ils sont remplis, ce qui détermine à son tour la charge nucléaire effective que les électrons de valence « voient » pour tout atome ou ion neutre donné.La combinaison des deux conduit à des contraintes sur les charges que peuvent avoir les ions atomiques, le résultat pratique étant que les éléments des groupes I, II, VI et VII adoptent une configuration « octet rempli » ou « gaz rare », tandis que les autres groupes ont plus de flexibilité.

Commentaires

• Bonne utilisation de la charge nucléaire efficace, et une bonne réponse en général. Je nai jamais considéré que dans des situations extrêmes, le calcul pouvait en fait aboutir à une valeur négative, suggérant fortement quau moins un électron de valence nest pas lié au noyau. Cependant, je dois signaler aux autres lecteurs que vos calculs sont très qualitatifs, bien plus que ceux basés sur Slater ‘ s règles . Votre argument est toujours valable, bien sûr, mais je ne recommanderais à personne de prendre lampleur des frais effectifs calculés trop au sérieux.
• @Nicolau – que ‘ explique pourquoi Jai essayé de préciser quil sagissait dune estimation, et non de la charge effective réelle.
• @thomij Je ‘ je minterroge sur votre déclaration,  » Cela signifie que les électrons 3d sont plus proches du noyau que les électrons 4s, même si les électrons 3d ont une énergie plus élevée.  » Est-ce vrai, pourquoi un électron plus proche du noyau ont une énergie plus élevée?
• @ron – Largument couramment utilisé est que la densité électronique locale des couches d est plus élevée que la couche s immédiatement supérieure, à la fois à cause de  » crowding  » dans le sous-shell d et en raison de la proximité des orbitales 3s et 3p. La vraie raison est plus compliquée, mais en bref, les électrons 4s ont des pics de densité plus proches du noyau, même si le pic le plus externe est plus éloigné. Les niveaux dénergie se déplacent au fur et à mesure que les orbitales se remplissent, et au moment où les orbitales 3D ont commencé à se remplir, elles peuvent avoir ou non une énergie plus élevée. Je modifierai ma réponse pour la rendre plus correcte.

La structure électronique dun atome de fluor est $ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5} $. Il existe une forte force motrice pour que les atomes atteignent un octet (obtiennent une configuration de gaz inerte) en raison de la stabilité supplémentaire associée à une couche délectrons remplie. Pour compléter son octet et atteindre la configuration du gaz inerte néon ($ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6} $), le fluor doit gagner 1 électron et devenir lanion fluorure ($ \ ce {F ^ {- }} $). Sil gagne deux électrons et devient $ \ ce {F ^ {- 2}} $, ou perd 1 électron et devient $ \ ce {F ^ {+}} $, il naura pas un octet dans sa couche externe – il ne sera pas aussi stable que sil ne gagnait quun électron. Le même raisonnement explique pourquoi le sodium, par exemple, préfère ne perdre quun seul électron. Les éléments de transition ont des configurations électroniques plus grandes et peuvent avoir besoin de gagner ou de perdre 3 ou 4 électrons pour obtenir une configuration de gaz inerte. Il faut beaucoup dénergie pour ajouter ou supprimer 3 ou 4 électrons, donc ajouter ou supprimer 1 ou 2 électrons, sans atteindre une configuration de gaz inerte, devient une alternative acceptable en raison de la plus faible énergie requise pour éliminer moins délectrons. Dans ces cas, des états doxydation (plus ou moins) 1, 2, 3 ou 4 deviennent réalisables.

Certains les éléments du groupe principal forment plusieurs ions, cependant, les analogues des éléments de transition sont moins courants.

Exemples:

• Hydrogène – Lhydrogène forme à la fois lion $ \ ce {H +} $ ( le proton) et lion $ \ ce {H -} $ (lhydrure)
• Tin forme le $ \ ce {Sn ^ {2 +}} $ et $ \ ce {Sn ^ {4 +}} $ cations

Lanion fluorure peut avoir une charge négative de deux. Il nest pas impossible dajouter deux électrons à lanion fluorure. Mais à ce stade, ce serait plutôt instable car lanion fluorure avec une charge formelle négative de 1 est isoélectronique avec un gaz rare – néon.

In De plus, tenez compte de la densité de charge élevée de l’anion fluorure. L’adhérence d’un électron supplémentaire au fluor est acceptable, mais pas aussi favorable que l’atome de chlore moins dense en charge. Le fluor a en fait une affinité électronique inférieure à celle du chlore malgré l’électronégativité plus élevée du fluor . Tacker deux électrons supplémentaires serait défavorable.

Voici un argument simple pour compléter les autres, qui nimplique pas directement des octets et des couches délectrons. Comparez les espèces isoélectroniques $ \ ce {Na ^ 0} $, $ \ ce {Ne ^ {-}} $ et $ \ ce {F ^ {2 -}} $, qui ont toutes les mêmes $ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 1 $ configuration fondamentale. Notez quen allant de gauche à droite dans la liste, vous supprimez progressivement un proton du noyau, ce qui rend les électrons de valence plus mal liés à latome (moins de charge positive dans le noyau pour attirer les électrons vers lintérieur).Le sodium métallique élémentaire est déjà très réactif car il a un électron de valence relativement lâche (une faible énergie dionisation). Retirer deux protons du noyau pour générer $ \ ce {F ^ {2 -}} $ créerait une espèce beaucoup plus réactif que même le sodium métallique (!), et il devrait perdre immédiatement au moins un électron dans toutes les conditions.

En vérité, $ \ ce {F ^ {2 -}} $ est trop instable être formé en premier lieu. Encore une fois, en comparant les espèces isoélectroniques dans la liste ci-dessus, nous regardons $ \ ce {Ne ^ {-}} $. En fait, le néon a déjà une affinité électronique qui est pratiquement nulle, voire endergonique. En dautres termes, la réaction $ \ ce {Ne ^ 0 _ {(g)} + e ^ {-} – > Ne ^ {-} _ {(g)}} $ a déjà très peu dentraînement vers la droite, si ce nest réellement conduit vers la gauche. Cela suggère la réaction $ \ ce {F ^ {-} _ {(g)} + e ^ {-} – > F ^ {2 -} _ {(g)} } $ (affinité du second électron du fluor) est fortement endergonique, et ne se produira jamais dans une large mesure.