Varför har en fluoridjon endast -1 laddning och inte -2 laddning eller mer?

Oktettregeln används vanligtvis för att förklara de laddningar som atomerna i grupperna I, II, VI och VII har i jonföreningar, genom att säga något som ”ädelgaser är stabila, därför måste 8 valenselektroner vara stabila av någon anledning.” Detta är sant, men att förstå varför ädelgaskonfigurationer är stabila är viktigt, och utan att veta det verkar det som magi att vissa atomer inte antar en ädelgaskonfiguration i jonföreningar.

Oktettregeln är ett användbart sätt att snabbt förutsäga jonladdningar och skriva Lewis-strukturer, men det är inte en magisk lag som atomer följer. De vill inte ”eller” försöka få specifika elektroniska strukturer, även om vi ofta pratar som de. Det som verkligen är viktigt är den totala energin i elektronkonfigurationen. Elektronkonfigurationen med den lägsta energin är den mest stabila .

”Stabilitet” betyder verkligen ”lägsta energi”

Den totala elektronkonfigurationens energi styrs av två saker:

1. Energin hos elektronorbitaler
2. effektiv kärnkraftsladdning som ”ses” av elektronerna

Orbitalenergierna bestämmer i vilken ordning atomorbitaler kommer att befolkas av elektroner i marktillståndet – med andra ord, i vilka orbitaler elektronerna kommer att finnas i för en given atom. Vi vet från empiriskt bevis och från kvantmekanisk beräkningar att ordern går så här för de flesta element ( inte för vissa övergångsmetaller och tyngre grundämnen):

Elektroner kommer att uppta dessa orbitaler från grunden ”(kallas Aufbau-princip ). Vi vet därför att för fjärde periodens element kommer $ 3d $ sub-skalet att fyllas innan $ 4p $ sub-shell kommer.

Atombomdiagrammet berättar indirekt något annat. Principkvantantalet, $ n $ (vilket för valensskalet är lika med raden eller periodnumret), motsvarar ungefär avståndet från kärnan i orbitalens högsta elektrondensitetsregion. Med andra ord, vilket subskal som helst med $ n = 4 $ har det mesta av sin elektrontäthet längre bort från kärnan än ett underskal med $ n = 3 $. Detta betyder att $ 3d $ elektroner är närmare kärnan än $ 4s $ elektroner, även om $ 3d $ elektroner ursprungligen har högre energi.

Elektronens avstånd från kärnan är ungefär proportionell mot $ n $

Eftersom elektronerna har en negativ laddning och kärnan är positivt laddad, finns det en elektrostatisk potentialenergi mellan elektronerna och kärnan. Om elektronerna var jämnt fördelade i hela atomen, skulle vi förvänta oss att kärnladdningen ”kände” av varje elektron skulle vara lika med antalet protoner – atomnummer. H tack vare kvantmekanikens ”regler” (de tillåtna lösningarna på Schrodingers ekvation) är elektroner inte enhetligt distribueras – de upptar orbitaler i ett specifikt arrangemang. Eftersom vissa elektroner är närmare kärnan (lägre $ n $) än andra, betyder detta att kärnladdningen delvis skärms av de inre elektronerna och de yttre elektronerna upplever en effektiv kärnkraftsladdning som är något mindre än hela kärnkraftsladdningen. Detta diagram från wikipedia demonstrerar idén:

Och den här visar idén med Bohr-modellen (notera att detta är en schematisk bild – inte en exakt bild av hur elektroner ”ser ut” i orbitaler – bara de relativa avstånden från kärnan är rätt)

När valenselektronerna upplever en stor effektiv kärnkraftsladdning är de svårare att ta bort (energikostnaden för att ta bort dem ökar), och när den effektiva kärnkraftsladdningen är lägre är de lättare att ta bort. Den faktiska effektiva kärnkraftsladdningen är mycket svår att exakt beräkna, men det är mycket lätt att uppskatta – allt du behöver göra är att ta antalet protoner och sedan subtrahera antalet ”screening” -elektroner.I grund och botten antar vi att varje elektron mellan valensskalet och kärnan upphäver ett proton:

$$ Z_ {eff} = Z – S $$

där $ Z_ { eff} $ är den effektiva kärnkraftsladdningen, $ Z $ är den faktiska kärnkraftsladdningen och $ S $ är screeningkonstanten, här antas det motsvara antalet ”kärnelektroner.

För att hitta $ S $, allt du behöver göra är att räkna antalet elektroner med $ n $ mindre än valensskalet (högsta $ n $).

Med fluor som ett exempel är elektronkonfigurationen:

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

Vi ser att $ Z = 9 $ och $ S = 2 $, vilket ger en effektiv kärnkraftsladdning på +7. Jämför det med litium: $ 3-2 = + 1 $. Valenselektronerna på fluor är ungefär 7 gånger svårare att ta bort än valenselektronen på litium. Faktum är att något element till vänster om fluor har en lägre effektiv kärnladdning för valensskalet och ger lättare elektroner än fluor. Med andra ord är det inte så mycket att fluor inte kommer att ge upp elektroner, det är att ingenting kan ta dem från den.

Vad händer om vi lägger till en elektron? För $ \ ce {F -} $ blir elektronkonfigurationen:

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

$ Z_ {eff} $ är fortfarande +7, eftersom antalet kärnor screeningelektroner har inte ändrats. Det betyder att det är energiskt gynnsamt för fluor att ta upp en elektron, eftersom den ytterligare elektronen fortfarande skulle ”se” en stor positiv kärnkraftsladdning.

Vad händer om vi lägger till ytterligare en för att göra $ \ ce {F ^ {2 -}} $? Nu ser konfigurationen ut så här:

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

$ Z_ {eff} $ är nu $ 9-10 = -1 $ – notera att antalet screeningelektroner hoppade till 10 eftersom det ”nya” valensskalet har $ n = 3 $. Med andra ord, på grund av de tillåtna bankkonfigurationerna skulle den nya elektronen ”se” en negativ laddning på kärnan – det skulle kräva energi för att behålla den.

Om du arbetar igenom denna process för alla de ”fasta laddningselementen” hittar du liknande saker – den effektiva kärnkraftsladdningen är stor för element som får elektroner, tills de får för många (en oktett), vid vilken tidpunkt den blir negativ. För fastladdade metaller händer något annat. Låt oss titta på magnesium.

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

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

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

När du tar bort två elektroner hoppar den effektiva kärnladdningen till +10 för de återstående valenselektronerna. Detsamma gäller för alla metaller i grupp I och II – när du väl har kommit till ädelgas ”kärnan” – oktekt – hoppar den effektiva kärnladdning som valenselektronerna ser upp.

Detta förklarar varför ”fast laddade” element alltid har samma laddning i jonföreningar, men hur är det med övergångsmetaller?

Låt oss titta på krom. Elektronkonfigurationen ser ut så här:

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

Vilka elektroner är valenselektronerna? De med de högsta $ n $ – 4-elektronerna. Den effektiva kärnkraftsladdning de ”ser” är $ 24 – 22 = + 2 $ – notera att de 4 elektronerna i $ 3d $ subskalet räknas som screening, eftersom de har $ n = 3 $ vilket är mindre än 4, sätter dem närmare kärnan än valensskalet, trots deras ursprungligen högre energi.

Om vi tar bort en elektron får vi:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 13d ^ 4 $$ (Detta är inte exakt korrekt, det skulle verkligen inte finnas någon $ 4s $ elektron och 5 $ 3d $ elektroner, men anledningen är komplicerad och det spelar ingen roll till denna förklaring)

Observera att vi tog bort en valenselektron – en $ 4s $ elektron. Nu $ Z_ {eff} = 24 – 22 = + 2 $ – det har inte ändrats. Vi kan ta bort en till för att göra $ \ ce {Cr ^ {2 +}} $ och få:

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

Nu blir definitionen av ”valens” lite mindre tydlig – vi vet att det högsta $ n $ -värdet motsvarar valensen skal, men hur är det med $ l $, orbitalformen? Det visar sig att d-orbitaler är större än s- och p-orbitaler, och så slutar s- och p-elektronerna att screena kärnan från d-elektronerna. Detta betyder att d-elektroner skulle tas bort nästa gång, och den effektiva kärnkraftsladdningen ”sett” av dem är $ 24 – 18 = + 6 $. Detta är en större laddning, men inte så stor att andra element (särskilt syre och halogener) inte kan dra d elektroner borta. Detta ger oss ett antal kromladdningar (oxidationstillstånd) från +1 till +6. För $ Cr ^ {6 +} $ skulle elektronkonfigurationen vara:

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

Nu är den effektiva kärnkraftsladdningen är $ 24 – 10 = + 14 $ – alldeles för starkt för något annat att ”vinna” mot.

Som du kan se bestämmer kvantmekanikens regler den relativa storleken på atomorbitaler och i vilken ordning de är fyllda, vilket i sin tur bestämmer den effektiva kärnladdning som valenselektroner ”ser” för en given neutral atom eller jon.Kombinationen av de två leder till begränsningar av laddningarna som atomjoner kan ha, med det praktiska resultatet att grupp I, II, VI och VII-element antar en ”fylld oktett” eller ”ädelgas” -konfiguration, medan de andra grupperna ha mer flexibilitet.

Kommentarer

• Trevlig användning av kärnkraftseffektiv laddning och ett bra svar i allmänhet. Jag ansåg aldrig att beräkningen i extrema situationer faktiskt kunde resultera i ett negativt värde, vilket tyder på att minst en valenselektron är obunden från kärnan. Jag bör dock påpeka för andra läsare att dina beräkningar är mycket kvalitativa, mycket mer än till och med de som baseras på Slater ’ s regler . Ditt argument står naturligtvis fortfarande, men jag skulle inte rekommendera någon att ta storleken på de beräknade effektiva laddningarna för allvarligt.
• @Nicolau – det är ’ Jag försökte klargöra att det var en uppskattning, inte den faktiska effektiva avgiften.
• @thomij I ’ Jag undrar över ditt uttalande, ” Detta innebär att 3d-elektroner är närmare kärnan än 4s-elektroner, även om 3d-elektroner har högre energi. ” Är det sant, varför skulle en elektron närmare kärnan har högre energi?
• @ron – Argumentet som vanligtvis används är att den lokala elektrontätheten hos d-skalen är högre än nästa högre s skal, både på grund av ” trängsel ” i d-underskalet och på grund av närheten till 3s och 3p-orbitalerna. Den verkliga anledningen är mer komplicerad, men kort sagt, 4-elektronerna har densitetstoppar närmare kärnan, även om den yttersta toppen är längre ut. Energinivåerna rör sig faktiskt när orbitalerna fylls, och när 3d-orbitalerna har börjat fyllas kan de ha eller kanske inte ha högre energi. Jag kommer att redigera mitt svar så att det blir mer korrekt.

Den elektroniska strukturen hos en fluoratom är $ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5} $. Det finns en stark drivkraft för atomer att uppnå en oktett (uppnå en inertgaskonfiguration) på grund av den extra stabiliteten i samband med ett fyllt skal av elektroner. För att slutföra sin oktett och uppnå den neoninerta gaskonfigurationen ($ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6} $) måste fluor få 1 elektron och bli fluoranjonen ($ \ ce {F ^ {- }} $). Om den får två elektroner och blir $ \ ce {F ^ {- 2}} $, eller förlorar 1 elektron och blir $ \ ce {F ^ {+}} $, kommer den inte att ha en oktett i dess yttre skal – det kommer inte att vara någonstans nära så stabilt som om det bara vinner en elektron. Samma resonemang förklarar varför natrium till exempel föredrar att bara förlora en elektron. Övergångselement har större elektroniska konfigurationer och kan behöva vinna eller förlora 3 eller 4 elektroner för att uppnå en inert gaskonfiguration. Det kräver mycket energi att lägga till eller ta bort 3 eller 4 elektroner, så tillsats eller avlägsnande av 1 eller 2 elektroner, utan att uppnå en inert gaskonfiguration, blir ett acceptabelt alternativ på grund av den lägre energi som krävs för att ta bort färre elektroner. I dessa fall blir oxidationstillstånden (plus eller minus) 1, 2, 3 eller 4 möjliga.

Några huvudgruppselement bildar flera joner, men analoger till övergångselement är mindre vanliga.

Exempel:

• Väte – Väte bildar både $ \ ce {H +} $ -jon ( protonen) och $ \ ce {H -} $ jon (hydrid)
• Tenn bildar $ \ ce {Sn ^ {2 +}} $ och $ \ ce {Sn ^ {4 +}} $ katjoner

Fluoranjonen kan ha två negativa laddningar. Det är inte omöjligt att lägga till två elektroner till fluoranjonen. Men vid den tidpunkten skulle det vara ganska instabilt eftersom fluoranjonen med negativ formell laddning 1 är isoelektronisk med ädelgasneon.

I överväga dessutom fluoranjonens höga laddningstäthet. Att fästa en extra elektron på fluor är OK, men inte lika gynnsam i förhållande till den mindre laddade täta kloratomen. Fluor har faktiskt en lägre elektronaffinitet än klor trots fluorens högre elektronegativitet . Att klämma på två extra elektroner skulle vara ogynnsamt.

Här är ett enkelt argument för att komplettera de andra, som inte direkt involverar oktetter och elektronskal. Jämför de isoelektroniska arterna $ \ ce {Na ^ 0} $, $ \ ce {Ne ^ {-}} $ och $ \ ce {F ^ {2 -}} $, som alla har samma $ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 1 $ grundläggande konfiguration. Lägg märke till att när du går från vänster till höger i listan tar du gradvis bort en proton från kärnan, vilket gör valenselektronerna mer dåligt bundna till atomen (mindre positiv laddning i kärnan för att dra elektronerna inåt).Elementärt metalliskt natrium är redan mycket reaktivt eftersom det har en relativt lös valenselektron (en låg joniseringsenergi). Att ta bort två protoner från kärnan för att generera $ \ ce {F ^ {2 -}} $ skulle skapa en art mycket mer reaktivt än till och med metalliskt natrium (!), och man kan förvänta sig att omedelbart förlora minst en elektron under alla förhållanden.

I sanning är $ \ ce {F ^ {2 -}} $ för instabil att bildas i första hand. Återigen jämför vi de isoelektroniska arterna i listan ovan, vi ser till $ \ ce {Ne ^ {-}} $. Neon har faktiskt redan en elektronaffinitet som är praktiskt taget noll eller till och med endergonisk. Med andra ord, reaktionen $ \ ce {Ne ^ 0 _ {(g)} + e ^ {-} – > Ne ^ {-} _ {(g)}} $ har redan väldigt lite körning till höger, om inte faktiskt körs till vänster. Detta antyder reaktionen $ \ ce {F ^ {-} _ {(g)} + e ^ {-} – > F ^ {2 -} _ {(g)} } $ (fluorns andra elektronaffinitet) är starkt endergonisk och kommer aldrig att hända i någon större utsträckning.