Ik deed onderzoek naar elektronegativiteit toen ik opzocht wat een grafiek van elektronegativiteit binnen het periodiek systeem is. En dit verscheen. Ik heb het gescand en alles wat ik wist over de elementen tot aan die tafel bij elkaar gebracht. Ja, groep 1 is allemaal licht van kleur; ja, de niet-metalen zijn allemaal echt donkerblauw met als hoogtepunt fluor; en ja, de edelgassen zijn meestal nul (met uitzondering van de verraders xenon en krypton , die toevallig ook de enige elektronegatieve edelgassen zijn!)
Maar terwijl ik de pagina van Wikipedia aan het scannen was over edelgasverbindingen, Ik realiseerde me plotseling dat er een verbinding was genaamd xenon hexafluoroplatinaat, wat betekent dat xenon zich kon binden met … platina? Toen ik de tabel bekeek, was ik verbaasd om te ontdekken dat de hele edelmetaalgroep eigenlijk elektronegatiever was dan de metalen eromheen! Waarom?! Zijn ze niet extreem niet-reactief? Hoe kunnen ze dan nog meer naar elektronen verlangen dan naar gewone metalen?
Opmerkingen
- Vraagt u naar edelgassen of metalen? U kunt het elektronegat ook berekenen voor andere edelgassen.
- Metalen hebben de neiging elektronen verliezen zo hoog elektroneg. betekent dat het ' s het kleinst voor hen is – volkomen redelijk.
- I ' m vragen waarom de edelmetalen eigenlijk nog elektronegatiever zijn dan de andere metalen die ze omringen. Het is een beetje contra-intuïtief voor mij.
- Het mag niet ' zijn – eigenlijk elementen met de hoogste en laagste elektronegativiteit zijn meestal zeer reactief – die in de midden als goud aren ' t.
Antwoord
De edelmetalen worden gedefinieerd door hun weerstand tegen oxidatie en corrosie, en dit moet niet worden geïnterpreteerd als een gebrek aan reactiviteit, maar in plaats daarvan als een aspect van hun hoge EN. Er is dus geen tegenstrijdigheid zoals u lijkt te denken. In feite houden ze hun elektronen beter vast dan andere metalen, dus het is moeilijker voor zuren en zuurstof om elektronen uit deze metalen te stelen.
De edelmetalen worden over het algemeen beschouwd als ruthenium, rhodium, palladium, zilver, osmium, iridium, platina en goud, dus ik zal voornamelijk deze specifieke elementen behandelen. Er zijn een paar redenen waarom ze zou een hogere elektronegativiteit moeten hebben:
-
De lanthanide contractie zorgt ervoor dat deze atomen hebben een hoger dan verwacht $ Z _ {\ text {eff}} $ . Dit betekent dat ze hun elektronen stevig vasthouden, dus hogere elektronenaffiniteiten en ionisatie-energieën hebben, wat overeenkomt tot een hoge EN. Dit gaat niet door naar groep 12 omdat het accepteren van elektronen voor deze elementen zou resulteren in het toevoegen van een ander energieniveau, dus het is niet zo gunstig.
-
De vulvolgorde : tegen periode 6 zijn de 6s, 4f en 5d orbitalen allemaal zo dichtbij in energie dat de vulvolgorde verandert , wat de eigenschappen en chemie van het eleme beïnvloedt nts. Merk op dat bijna al deze metalen, behalve Os en Ir, de typische vulvolgorde doorbreken. Het toevoegen van elektronen aan deze atomen heeft daarom niet dezelfde effecten die worden gedicteerd door normale periodieke trends.
-
Relativistische effecten – Enigszins gerelateerd aan het vervullen van een bestelling. In periode 6 zijn de kernen zo zwaar dat de kernelektronen bijna de lichtsnelheid bereiken. Dit veroorzaakt een samentrekking van de s orbitalen, het inerte paareffect en andere dingen die een groot effect hebben op de elektronische structuur en chemie.
Ook de edelgassen beginnen reactief te worden rond Kr, en meer nog voor Xe, omdat ze zo groot zijn met zon hoge afscherming dat elektronegatieve atomen elektronen kunnen opnemen om bindingen te vormen. Sommige mensen raken hierdoor in de war omdat ze denken dat het “gewoon Kr is en Xe raar is, maar het is eigenlijk een trend en gaat door met Rn, maar er zijn niet veel gegevens over Rn-verbindingen, of veel nut voor hen, sinds Rn-222 is de langstlevende isotoop met een halfwaardetijd van ~ 3 dagen.
Periodieke trends van overgangsmetalen kunnen enkele hiervan.
Opmerkingen
- @orthocresol Op basis van periodieke trends zou de verwachte te vullen volgorde 6s, 4f, 5d zijn, wat wordt waargenomen in meeste periode 6 elementen (Cs, Ba, Pr tot Ir). De " 4f < 5d < 6s " was voor mij verwarrend op basis van de verwachte vulopdracht, dus heb ik deze verwijderd.
- Eek dat was een typfout van mijn kant, mijn fout.
- Merk op dat lanthanide-contractie niet relevant is voor Ru, Rh, Pd en Ag.
Answer
Edele metalen vullen bijna zowel $ s $ als $ d $ subshells, dus er is een zekere stabiliteit bij het verkrijgen van elektronen. Goudatomen in complexen vormen bindingen met elkaar die qua sterkte vergelijkbaar zijn met waterstofbindingen en kunnen stabiele $ \ ce {Au ^ -} $ zouten vormen met kationen zoals $ \ ce {Cs ^ +} $. Platina vormt op dezelfde manier $ \ ce {Pt ^ {2 -}} $. Er zijn ook relativistische effecten die de kenmerken van de $ d $ subshell veranderen.
https://en.wikipedia.org/wiki/Aurophilicity
http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S129325580500230X?via%3Dihub