Jeg forsket på elektronegativitet da jeg slo opp hva en graf over elektronegativitet er i det periodiske systemet. Og dette dukket opp. Jeg skannet den og matchet alt jeg visste om elementene til det bordet. Jepp, gruppe 1 er alle lyse; ja, ikke-metallene er alle veldig mørkeblå og kulminerte med fluor; og ja, edelgassene er stort sett null (med unntak av forræderne xenon og krypton , som tilfeldigvis også er de eneste elektronegative edelgassene!)
Men mens jeg skannet siden fra Wikipedia på edelgassforbindelser, Jeg skjønte plutselig at det var en forbindelse som heter xenon hexafluoroplatinate, noe som betyr at xenon kunne binde seg til … platina? Da jeg sjekket bordet, ble jeg forbauset over å finne at hele edelmetallgruppen faktisk var mer elektronegativ enn metallene som omgir dem! Hvorfor?! Er de ikke ekstremt ikke-reaktive? Hvordan kan de kreve elektroner enda mer enn vanlige metaller?
Kommentarer
- Spør du om edelgasser eller metaller? Du kan beregne elektronegat. også for andre edelgasser.
- Metaller har en tendens å miste elektroner så høyt elektroneg. betyr at det ' er det minste for dem – helt rimelig.
- Jeg ' m å spørre hvorfor er edle metaller egentlig enda mer elektronegative enn de andre metallene som omgir dem. Det er ganske motstridende for meg.
- Det burde ikke være ' t være – faktisk elementer med høyeste og laveste elektronegativitet er vanligvis svært reaktive – de i midt som gull er ' t.
Svar
edle metaller er definert av en motstand mot oksidasjon og korrosjon, og dette skal ikke tolkes som mangel på reaktivitet, men i stedet et aspekt av deres høye EN. Så det er ingen motsetning slik du ser ut til å tenke. I utgangspunktet holder de på elektronene sine bedre enn andre metaller, så det er vanskeligere for syrer og oksygen å stjele elektroner fra disse metallene.
Edle metaller anses generelt å være rutenium, rodium, palladium, sølv, osmium, iridium, platina og gull, så jeg vil hovedsakelig ta for meg disse spesielle elementene. Det er noen få grunner til at de skal ha en høyere elektronegativitet:
-
lantanidkontraksjon får disse atomer til å har høyere enn forventet $ Z _ {\ text {eff}} $ . Dette betyr at de holder på elektronene sine tett, så har høyere elektronaffiniteter og ioniseringsenergier som tilsvarer til en høy EN. Dette blir ikke med i gruppe 12 fordi det å akseptere elektroner for disse elementene vil føre til et nytt energinivå, så det er ikke så gunstig.
-
fyllingsrekkefølge : Etter periode 6 er orbitalene 6s, 4f og 5d så tett i energi at fyllingsrekkefølgen endres , som påvirker egenskapene og kjemien til elemen nts. Legg merke til at nesten alle disse metallene, bortsett fra Os og Ir, bryter den typiske fyllingsrekkefølgen. Å tilsette elektroner til disse atomene har derfor ikke de samme effektene som er diktert av normale periodiske trender.
-
Relativistiske effekter – Noe relatert til fyllingsrekkefølgen. I periode 6 er kjernene så tunge at kjernelektronene beveger seg nær lysets hastighet. Dette forårsaker en sammentrekning av s orbitaler, den inerte par-effekten og andre ting som har stor effekt på den elektroniske strukturen og kjemien.
Også edelgassene begynn å bli reaktiv rundt Kr, og mer for Xe, fordi de er så store med så høy skjerming at elektronegative atomer er i stand til å ta elektroner for å danne bindinger. Noen mennesker blir forvirret over dette fordi de synes det bare er Kr, og Xe er rart, men det er faktisk en trend og fortsetter med Rn, men det er ikke mye data om Rn-forbindelser, eller mye bruk for dem, siden Rn-222 er den lengst levde isotopen med en halveringstid på ~ 3 dager.
Periodiske trender for overgangsmetaller kan bidra til å forklare noen av dette.
Kommentarer
- @orthocresol Basert på periodiske trender vil den forventede rekkefølgen å fylle være 6s, 4f, 5d, som observeres i mest periode 6 elementer (Cs, Ba, Pr til Ir). " 4f < 5d < 6s " var forvirrende for meg basert på forventet fyllingsrekkefølge, så jeg fjernet den.
- Eek som var en skrivefeil fra min side, min dårlige.
- Merk at sammentrekning av lantanid er irrelevant for Ru, Rh, Pd og Ag.
Svar
Edle metaller er nær å fylle både $ s $ og $ d $ subshell, så det er en viss stabilitet i å få elektroner. Gullatomer i komplekser danner bindinger med hverandre som er like sterke som hydrogenbindinger og kan danne stabile $ \ ce {Au ^ -} $ salter med kationer som $ \ ce {Cs ^ +} $. Platina danner på samme måte $ \ ce {Pt ^ {2 -}} $. Det er også relativistiske effekter som endrer karakteristikkene til $ d $ subshell.
https://en.wikipedia.org/wiki/Aurophilicity
http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S129325580500230X?via%3Dihub