Hvorfor har et fluorid bare -1 ladning og ikke -2 ladning eller mer?

Oktettregelen brukes vanligvis til å forklare ladningene som atomer i gruppe I, II, VI og VII har i ioniske forbindelser, ved å si noe sånt som «edelgasser er stabile, og derfor må 8 valenselektroner være stabile av en eller annen grunn.» Dette er sant, men å forstå hvorfor edelgasskonfigurasjoner er stabile er viktig, og uten å vite det virker det som magisk at noen atomer ikke tar i bruk en edelgasskonfigurasjon i ioniske forbindelser.

Oktettregelen er en nyttig måte å raskt forutsi ioniske ladninger og skrive Lewis-strukturer, men det er ikke en magisk lov som atomer følger. De vil «ikke» eller «prøve» å oppnå spesifikke elektroniske strukturer, selv om vi ofte snakker som de gjør. Det som er veldig viktig er den totale energien til elektronkonfigurasjonen. Elektronkonfigurasjonen med den laveste energien er den mest stabile .

«Stabilitet» betyr virkelig «lavest energi»

Total elektronkonfigurasjonens energi styres av to ting:

1. Energien til elektronorbitaler
2. effektiv kjernefysisk ladning som blir «sett» av elektronene

Orbitalenergiene bestemmer rekkefølgen som atomorbitaler vil bli befolket av elektroner i grunntilstand – med andre ord hvilke orbitaler elektronene vil eksistere i for et gitt atom. Vi vet fra empirisk bevis og fra kvantemekanisk beregninger at rekkefølgen går slik for de fleste elementer ( ikke for noen overgangsmetaller og tyngre grunnstoffer):

Elektroner vil okkupere disse orbitalene fra grunnen av «(kalt Aufbau-prinsippet ). Vi vet derfor at for fjerde-periodes elementer vil $ 3d $ sub-shell fylle seg før $ 4p $ sub-shell vil.

Atombane-diagrammet forteller oss indirekte noe annet. Det prinsipielle kvantetallet, $ n $ (som for valensskallet er lik rad- eller periodetallet), tilsvarer omtrent avstanden fra kjernen til orbitalens høyeste elektrondensitetsregion. Med andre ord, hvilket som helst underskall med $ n = 4 $ vil ha mesteparten av sin elektrondensitet lenger borte fra kjernen enn et underskall med $ n = 3 $. Dette betyr at $ 3d $ elektroner er nærmere kjernen enn $ 4s $ elektroner, selv om $ 3d $ elektroner i utgangspunktet har høyere energi.

Elektronens avstand fra kjernen er omtrent proporsjonal med $ n $

Siden elektronene har en negativ ladning, og kjernen er positivt ladet, er det en elektrostatisk potensiell energi mellom elektronene og kjernen. Hvis elektronene var jevnt fordelt i hele atomet, ville vi forvente at kjerneladningen «føltes» av hvert elektron ville være lik antall protoner – atomnummeret. H på grunn av kvantemekanikkens «regler» (de tillatte løsningene på Schrodingers ligning), er elektroner ikke jevnt distribuert – de okkuperer orbitaler i et bestemt arrangement. Siden noen elektroner er nærmere kjernen (lavere $ n $) enn andre, betyr dette at kjerneladningen delvis blir skjermet av de indre elektronene, og de ytre elektronene opplever en effektiv atomladning som er noe mindre enn full atomladning. Dette diagrammet fra wikipedia demonstrerer ideen:

Og denne viser ideen ved hjelp av Bohr-modellen (merk at dette er et skjematisk – ikke et nøyaktig bilde av hvordan elektroner «ser ut» i orbitaler – bare de relative avstandene fra kjernen er riktig)

Når valenselektronene opplever en stor effektiv kjernefysisk ladning, er de vanskeligere å fjerne (energikostnaden for å fjerne dem øker), og når den effektive kjernefysiske ladningen er lavere, er de lettere å fjerne. Den faktiske effektive kjerneladningen er veldig vanskelig å beregne nøyaktig, men det er veldig enkelt å estimere – alt du trenger å gjøre er å ta antall protoner, og deretter trekke antall «screening» -elektroner.I utgangspunktet antar vi at hvert elektron mellom valensskallet og kjernen avbryter ett proton:

$$ Z_ {eff} = Z – S $$

hvor $ Z_ { eff} $ er den effektive kjernefysiske ladningen, $ Z $ er den faktiske kjernefysiske ladningen og $ S $ er screeningkonstanten, her antatt å være lik antall «kjerne» -elektroner.

For å finne $ S $, alt du trenger å gjøre er å telle antall elektroner med $ n $ mindre enn valensskallet (høyest $ n $).

Tar fluor som et eksempel, er elektronkonfigurasjonen:

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

Vi ser at $ Z = 9 $ og $ S = 2 $, noe som gir en effektiv atomladning på +7. Sammenlign det med litium: $ 3-2 = + 1 $. Valenselektronene på fluor er omtrent 7 ganger vanskeligere å fjerne enn valenselektronet på litium. Faktisk har ethvert element til venstre for fluor en lavere effektiv kjernefysisk ladning for valensskallet, og vil gi opp elektroner lettere enn fluor vil. Med andre ord er det ikke så mye at fluor ikke gir opp elektroner, det er at ingenting kan ta dem fra det.

Hva om vi legger til et elektron? For $ \ ce {F -} $ blir elektronkonfigurasjonen:

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

$ Z_ {eff} $ er fortsatt +7, siden antall kjerner screening elektroner har ikke endret seg. Dette betyr at det er energisk gunstig for fluor å ta opp et elektron, siden tilleggselektronet fremdeles vil «se» en stor positiv kjernefysisk ladning.

Hva om vi legger til en annen, for å tjene $ \ ce {F ^ {2 -}} $? Nå ser konfigurasjonen slik ut:

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

$ Z_ {eff} $ er nå $ 9-10 = -1 $ – merk at antall screeningelektroner hoppet til 10 fordi det «nye» valensskallet har $ n = 3 $. Med andre ord, på grunn av de tillatte banekonfigurasjonene ville den nye elektronen «se» en negativ ladning på kjernen – det ville kreve energi for å beholde den.

Hvis du arbeider gjennom denne prosessen for alle «faste ladnings» -elementene, finner du lignende ting – den effektive kjerneladningen er stor for elementer som får elektroner, til de får for mange (en oktett), på hvilket tidspunkt den blir negativ. For metaller med fast ladning skjer noe annet. La oss se på magnesium.

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

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

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

Når du fjerner to elektroner, hopper den effektive kjerneladningen til +10 for de gjenværende valenselektronene. Det samme gjelder for alle gruppe I og II metaller – når du først er kommet til edelgass «kjernen» – oktet – hopper den effektive kjerneladningen sett av valenselektronene langt opp.

Dette forklarer hvorfor «faste ladning» -elementer alltid har samme ladning i ioniske forbindelser, men hva med overgangsmetaller?

La oss se på krom. Elektronkonfigurasjonen ser slik ut:

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

Hvilke elektroner er valenselektronene? De med høyest $ n $ – 4s elektronene. Den effektive kjernefysiske ladningen de «ser» er $ 24 – 22 = + 2 $ – merk at de 4 elektronene i $ 3d $ sub-skallet telles som screening, siden de har $ n = 3 $ som er mindre enn 4, sett dem nærmere kjernen enn valensskallet, til tross for deres opprinnelig høyere energi.

Hvis vi fjerner et elektron, får vi:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 13d ^ 4 $$ (Dette er ikke helt riktig, det ville egentlig ikke være $ 4s $ elektron og 5 $ 3d $ elektroner, men årsaken er komplisert og det spiller ingen rolle til denne forklaringen)

Merk at vi fjernet et valenselektron – et $ 4s $ elektron. Nå $ Z_ {eff} = 24 – 22 = + 2 $ – den har ikke endret seg. Vi kan fjerne en til for å lage $ \ ce {Cr ^ {2 +}} $ og få:

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

Nå blir definisjonen av «valens» litt mindre klar – vi vet at den høyeste $ n $ -verdien tilsvarer valensen skall, men hva med $ l $, orbitalformen? Det viser seg at d-orbitaler er større enn s- og p-orbitaler, og så ender s- og p-elektronene med å skjerme kjernen fra d-elektronene. Dette betyr at d elektroner ville fjernes neste gang, og den effektive kjernefysiske ladningen «sett» av dem er $ 24 – 18 = + 6 $. Dette er en større ladning, men ikke så stor at andre elementer (spesielt oksygen og halogener) ikke fortsatt kan trekke d elektroner borte. Dette gir oss en rekke kromladninger (oksidasjonstilstander) fra +1 til +6. For $ Cr ^ {6 +} $ ville elektronkonfigurasjonen være:

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

Nå den effektive kjernefysiske ladningen er $ 24 – 10 = + 14 $ – mye for sterkt til at noe annet kan «vinne» mot.

Som du ser, bestemmer reglene for kvantemekanikk den relative størrelsen på atomorbitaler og rekkefølgen i hvilken de er fylt, som igjen bestemmer den effektive kjernefysiske ladningen som valenselektroner «ser» for et gitt nøytralt atom eller ion.Kombinasjonen av de to fører til begrensninger på ladningene som atomioner kan ha, med det praktiske resultatet at gruppe I, II, VI og VII-elementene bruker en «fylt oktett» eller «edelgass» -konfigurasjon, mens de andre gruppene har mer fleksibilitet.

Kommentarer

• Fin bruk av kjernefysisk effektiv ladning, og et godt svar generelt. Jeg har aldri vurdert at beregningen faktisk i ekstreme situasjoner kan resultere i en negativ verdi, noe som tyder på at minst ett valenselektron er ubundet fra kjernen. Imidlertid bør jeg påpeke andre lesere at beregningene dine er veldig kvalitative, mye mer enn til og med de som er basert på Slater ‘ s regler . Argumentet ditt står selvfølgelig fremdeles, men jeg vil ikke anbefale noen å ta størrelsen på de beregnede effektive kostnadene for alvor.
• @Nicolau – det er ‘ hvorfor Jeg prøvde å gjøre det klart at det var et estimat, ikke den faktiske effektive kostnaden.
• @thomij I ‘ Jeg lurer på uttalelsen din, » Dette betyr at 3d-elektroner er nærmere kjernen enn 4s-elektroner, selv om 3d-elektroner har høyere energi. » Er det sant, hvorfor skulle et elektron nærmere kjernen har høyere energi?
• @ron – Argumentet som ofte brukes er at den lokale elektrontettheten til d-skjellene er høyere enn det neste høyere s-skallet, begge på grunn av » trengsel » i d-skallet og på grunn av nærheten til 3s og 3p orbitalene. Den virkelige grunnen er mer komplisert, men kort fortalt har 4s elektronene tetthetstopper nærmere kjernen, selv om den ytterste toppen er lenger ut. Energinivåene beveger seg faktisk når orbitalene fylles, og når de 3d orbitalene har begynt å fylle, har de kanskje eller ikke høyere energi. Jeg vil redigere svaret mitt for å gjøre det mer korrekt.

Den elektroniske strukturen til et fluoratom er $ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5} $. Det er en sterk drivkraft for atomer å oppnå en oktett (oppnå en inert gasskonfigurasjon) på grunn av den ekstra stabiliteten forbundet med et fylt skall av elektroner. For å fullføre oktetten og oppnå den neon inerte gasskonfigurasjonen ($ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6} $), må fluor få 1 elektron og bli fluoranion ($ \ ce {F ^ {- }} $). Hvis den får to elektroner og blir $ \ ce {F ^ {- 2}} $, eller mister 1 elektron og blir $ \ ce {F ^ {+}} $, vil den ikke ha en oktett i det ytre skallet – den vil ikke være i nærheten av like stabil som om den bare får ett elektron. Den samme resonnementet forklarer hvorfor natrium, for eksempel, foretrekker å miste bare ett elektron. Overgangselementer har større elektroniske konfigurasjoner og kan trenge å få eller miste 3 eller 4 elektroner for å oppnå en inert gasskonfigurasjon. Det krever mye energi å legge til eller fjerne 3 eller 4 elektroner, så tilsetning eller fjerning av 1 eller 2 elektroner, uten å oppnå en inert gasskonfigurasjon, blir et akseptabelt alternativ på grunn av den lavere energien som kreves for å fjerne færre elektroner. I disse tilfellene blir oksidasjonstilstander på (pluss eller minus) 1, 2, 3 eller 4 mulig.

Noen hovedgruppeelementer danner flere ioner, men analoger til overgangselementene er mindre vanlige.

Eksempler:

• Hydrogen – Hydrogen danner både $ \ ce {H +} $ ion ( protonen) og $ \ ce {H -} $ ion (hydridet)
• Tinn danner $ \ ce {Sn ^ {2 +}} $ og $ \ ce {Sn ^ {4 +}} $ kationer

Fluoranionet kan ha en negativ to ladning. Det er ikke umulig å tilsette to elektroner til fluoranionet. Men på det tidspunktet ville det være ganske ustabilt ettersom fluoranionen med negativ 1 formell ladning er isoelektronisk med edelgass – neon.

I I tillegg bør du vurdere den høye ladetettheten til fluoranionet. Å feste et ekstra elektron til fluor er OK, men ikke så gunstig i forhold til det mindre ladede tette kloratomet. Fluor har faktisk en lavere elektronaffinitet enn klor til tross for fluorens høyere elektronegativitet . Å slå på to ekstra elektroner vil være ugunstig.

Her er det et enkelt argument for å utfylle de andre, som ikke direkte involverer oktetter og elektronskall. Sammenlign de isoelektroniske artene $ \ ce {Na ^ 0} $, $ \ ce {Ne ^ {-}} $ og $ \ ce {F ^ {2 -}} $, som alle har samme $ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 1 $ grunnleggende konfigurasjon. Legg merke til at når du går fra venstre til høyre i listen, fjerner du gradvis en proton fra kjernen, noe som gjør valenselektronene dårligere bundet til atomet (mindre positiv ladning i kjernen for å trekke elektronene innover).Elementært metallisk natrium er allerede veldig reaktivt fordi det har et relativt løst valenselektron (lav ioniseringsenergi). Hvis du fjerner to protoner fra kjernen for å generere $ \ ce {F ^ {2 -}} $, ville det skape en art mye mer reaktivt enn til og med metallisk natrium (!), og det forventes å miste minst ett elektron umiddelbart under alle forhold.

I sannhet er $ \ ce {F ^ {2 -}} $ for ustabil. å bli dannet i utgangspunktet. Igjen, når vi sammenligner de isoelektroniske artene i listen ovenfor, ser vi til $ \ ce {Ne ^ {-}} $. Neon har faktisk allerede en elektronaffinitet som er praktisk talt null eller til og med endergonisk. Med andre ord, reaksjonen $ \ ce {Ne ^ 0 _ {(g)} + e ^ {-} – > Ne ^ {-} _ {(g)}} $ har allerede veldig lite kjøretur til høyre, hvis ikke faktisk blir kjørt til venstre. Dette antyder reaksjonen $ \ ce {F ^ {-} _ {(g)} + e ^ {-} – > F ^ {2 -} _ {(g)} } $ (fluorens andre elektronaffinitet) er sterkt endergonisk, og vil aldri skje i vesentlig grad.