Warum hat ein Fluoridion nur eine Ladung von -1 und keine Ladung von -2 oder mehr?

Die Oktettregel wird normalerweise verwendet, um die Ladungen zu erklären, die Atome in den Gruppen I, II, VI und VII haben in ionischen Verbindungen, indem man so etwas wie „Edelgase sind stabil, daher müssen 8 Valenzelektronen aus irgendeinem Grund stabil sein“ sagt. Dies ist wahr, aber es ist wichtig zu verstehen, warum Edelgaskonfigurationen stabil sind, und ohne das zu wissen, scheint es magisch, dass einige Atome keine Edelgaskonfiguration annehmen in ionischen Verbindungen.

Die Oktettregel ist ein nützlicher Weg, um Ionenladungen schnell vorherzusagen und Lewis-Strukturen zu schreiben, aber es ist kein magisches Gesetz, dem Atome folgen. Sie „wollen“ oder „versuchen“ nicht, bestimmte elektronische Strukturen zu erhalten, obwohl wir oft so reden wie sie. Was wirklich wichtig ist, ist die Gesamtenergie der Elektronenkonfiguration. Die Elektronenkonfiguration mit der niedrigsten Energie ist die stabilste

„Stabilität“ bedeutet wirklich „niedrigste Energie“

Die Summe Die Energie der Elektronenkonfiguration wird durch zwei Dinge bestimmt:

1. Die Energie der Elektronenorbitale
2. Die effektive Kernladung , die von den Elektronen „gesehen“ wird

Die Orbitalenergien bestimmen die Reihenfolge, in der Atomorbitale im Grundzustand von Elektronen besiedelt werden – mit anderen Worten, in welchen Orbitalen die Elektronen für ein bestimmtes Atom existieren. Wir wissen aus empirischen Beweisen und aus der Quantenmechanik Berechnungen, dass die Reihenfolge für die meisten Elemente so ist ( nicht für einige Übergangsmetalle und schwerere Elemente):

Elektronen besetzen diese Orbitale von Grund auf „(genannt Aufbau-Prinzip ). Wir wissen daher, dass für Elemente der 4. Periode die Unterschale $ 3d $ gefüllt wird, bevor die Unterschale $ 4p $ gefüllt wird.

Das Atomorbitaldiagramm sagt uns indirekt etwas anderes. Die Hauptquantenzahl $ n $ (die für die Valenzschale gleich der Zeilen- oder Periodenzahl ist) entspricht in etwa der Entfernung vom Kern des Bereichs mit der höchsten Elektronendichte des Orbitals. Mit anderen Worten, jede Unterschale mit $ n = 4 $ hat der größte Teil seiner Elektronendichte weiter vom Kern entfernt als eine Unterschale mit $ n = 3 $. Dies bedeutet, dass $ 3d $ Elektronen näher am Kern sind als $ 4s $ Elektronen, obwohl $ 3d $ Elektronen anfänglich höhere Energie haben.

Der Abstand des Elektrons vom Kern ist ungefähr proportional zu $ n $

Da die Elektronen negativ geladen sind und der Kern positiv geladen ist, gibt es zwischen den Elektronen eine elektrostatische potentielle Energie und der Kern. Wenn die Elektronen gleichmäßig im Atom verteilt wären, würden wir erwarten, dass die von jedem Elektron „gefühlte“ Kernladung gleich der Anzahl der Protonen ist – der Ordnungszahl. H. Aufgrund der „Regeln“ der Quantenmechanik (die erlaubten Lösungen für Schrödingers Gleichung) sind Elektronen jedoch nicht einheitlich verteilt – sie besetzen Orbitale in einer bestimmten Anordnung. Da einige Elektronen näher am Kern sind (niedriger $ n $) als andere, bedeutet dies, dass die Kernladung teilweise von den inneren Elektronen abgeschirmt wird und die äußeren Elektronen ein effektive Kernladung das ist etwas weniger als die volle Kernladung. Dieses Diagramm aus Wikipedia zeigt die Idee:

Und dieses zeigt die Idee unter Verwendung des Bohr-Modells (beachten Sie, dass Dies ist ein Schema – kein genaues Bild davon, wie Elektronen in Orbitalen „aussehen“ – nur die relativen Abstände vom Kern sind richtig.)

Wenn die Valenzelektronen eine große effektive Kernladung erfahren, sind sie schwerer zu entfernen (die Energiekosten für ihre Entfernung steigen), und wenn die effektive Kernladung niedriger ist, sind sie leichter zu entfernen. Die tatsächliche effektive Kernladung ist sehr schwer genau zu berechnen, aber sehr einfach abzuschätzen. Sie müssen lediglich die Anzahl der Protonen nehmen und dann die Anzahl der „Screening“ -Elektronen subtrahieren.Grundsätzlich nehmen wir an, dass jedes Elektron zwischen der Valenzschale und dem Kern ein Proton aufhebt:

$$ Z_ {eff} = Z – S $$

wobei $ Z_ { eff} $ ist die effektive Kernladung, $ Z $ ist die tatsächliche Kernladung und $ S $ ist die Abschirmkonstante, von der hier angenommen wird, dass sie der Anzahl der „Kern“ -Elektronen entspricht.

Um $ S zu finden $, alles was Sie tun müssen, ist die Anzahl der Elektronen zu zählen, wobei $ n $ kleiner als die Valenzschale ist (höchstes $ n $).

Am Beispiel von Fluor lautet die Elektronenkonfiguration:

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

Wir sehen, dass $ Z = 9 $ und $ S = 2 $, was eine effektive Kernladung von +7 ergibt. Vergleichen Sie das mit Lithium: $ 3-2 = + 1 $. Die Valenzelektronen auf Fluor sind ungefähr siebenmal schwerer zu entfernen als das Valenzelektronen auf Lithium. Tatsächlich hat jedes Element links von Fluor eine geringere effektive Kernladung für die Valenzhülle und gibt Elektronen leichter ab als Fluor. Mit anderen Worten, es ist nicht so sehr, dass Fluor keine Elektronen abgibt, sondern dass nichts sie daraus entnehmen kann.

Was ist, wenn wir ein Elektron hinzufügen? Für $ \ ce {F. -} $ wird die Elektronenkonfiguration:

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

$ Z_ {eff} $ ist immer noch +7, da die Anzahl der Kerne Screening-Elektronen hat sich nicht verändert. Dies bedeutet, dass es für Fluor energetisch günstig ist, ein Elektron aufzunehmen, da das zusätzliche Elektron immer noch eine große positive Kernladung „sehen“ würde.

Was ist, wenn wir eine weitere hinzufügen, um $ \ ce {F zu machen ^ {2 -}} $? Jetzt sieht die Konfiguration folgendermaßen aus:

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

$ Z_ {eff} $ ist jetzt $ 9 – 10 = -1 $ – Beachten Sie, dass die Anzahl der Screening-Elektronen auf 10 gestiegen ist, da die „neue“ Valenzschale $ n = 3 $ hat. Mit anderen Worten, aufgrund der zulässigen Orbitalkonfigurationen würde das neue Elektron eine negative Ladung auf dem Kern „sehen“ – es würde Energie benötigen, um es zu halten.

Wenn Sie diesen Prozess für alle „Festladungs“ -Elemente durcharbeiten, finden Sie ähnliche Dinge – die effektive Kernladung ist für Elemente, die Elektronen gewinnen, groß, bis sie zu viele (ein Oktett) gewinnen wird negativ. Bei fest geladenen Metallen passiert etwas anderes. Schauen wir uns Magnesium an.

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

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

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

Sobald Sie zwei Elektronen entfernt haben, springt die effektive Kernladung auf +10 Für die verbleibenden Valenzelektronen gilt das Gleiche für alle Metalle der Gruppen I und II – sobald Sie den Edelgas- „Kern“ – den Oktekt – erreicht haben, springt die effektive Kernladung, die von den Valenzelektronen gesehen wird, weit nach oben.

Dies erklärt, warum „Elemente mit fester Ladung“ in ionischen Verbindungen immer die gleiche Ladung haben, aber was ist mit Übergangsmetallen?

Schauen wir uns Chrom an. Die Elektronenkonfiguration sieht folgendermaßen aus:

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

Welche Elektronen sind die Valenzelektronen? Die mit den höchsten $ n $ – den 4s-Elektronen. Die effektive Kernladung, die sie „sehen“, beträgt $ 24 – 22 = + 2 $ – beachten Sie, dass die 4 Elektronen in der $ 3d $ -Unterschale als Screening gezählt werden, da sie $ n = 3 $ haben, was weniger als 4 ist Sie sind trotz ihrer anfänglich höheren Energie näher am Kern als die Valenzschale.

Wenn wir ein Elektron entfernen, erhalten wir:

$$ 1s ^ 22s ^ 22p ^ 63s ^ 23p ^ 64s ^ 13d ^ 4 $$ (Dies ist nicht genau richtig, es würde wirklich keine $ 4s $ Elektronen und 5 $ 3d $ Elektronen geben, aber der Grund ist kompliziert und es spielt keine Rolle zu dieser Erklärung)

Beachten Sie, dass wir ein Valenzelektron entfernt haben – ein $ 4s $ -Elektron. Jetzt ist $ Z_ {eff} = 24 – 22 = + 2 $ – es hat sich nicht geändert. Wir können ein weiteres entfernen, um $ \ ce {Cr ^ {2 +}} $ zu machen und zu erhalten:

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

Nun wird die Definition von „Valenz“ etwas weniger klar – wir wissen, dass der höchste $ n $ -Wert der Valenz entspricht Schale, aber was ist mit $ l $, der Orbitalform? Es stellt sich heraus, dass d-Orbitale größer sind als s- und p-Orbitale, und so schirmen die s- und p-Elektronen den Kern von den d-Elektronen ab. Dies bedeutet, dass d-Elektronen dies tun würden als nächstes entfernt werden, und die effektive Kernladung, die von ihnen „gesehen“ wird, beträgt $ 24 – 18 = + 6 $. Dies ist eine größere Ladung, aber nicht so groß, dass andere Elemente (insbesondere Sauerstoff und die Halogene) das d nicht mehr ziehen können Elektronen weg. Dies gibt uns einen Bereich von Chromladungen (Oxidationsstufen) von +1 bis +6. Für $ Cr ^ {6 +} $ wäre die Elektronenkonfiguration:

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

Nun die effektive Kernladung ist $ 24 – 10 = + 14 $ – viel zu stark, als dass irgendetwas anderes „gewinnen“ könnte.

Wie Sie sehen können, bestimmen die Regeln der Quantenmechanik die relative Größe der Atomorbitale und die Reihenfolge, in der Sie sind gefüllt, was wiederum die effektive Kernladung bestimmt, die Valenzelektronen für ein bestimmtes neutrales Atom oder Ion „sehen“.Die Kombination der beiden führt zu Einschränkungen der Ladungen, die Atomionen haben können, mit dem praktischen Ergebnis, dass Elemente der Gruppen I, II, VI und VII eine „gefüllte Oktett“ – oder „Edelgas“ -Konfiguration annehmen, während die anderen Gruppen haben mehr Flexibilität.

Kommentare

• Gute Verwendung der nuklearen effektiven Ladung und eine gute Antwort im Allgemeinen. Ich hätte nie gedacht, dass die Berechnung in extremen Situationen tatsächlich zu einem negativen Wert führen könnte, was stark darauf hindeutet, dass mindestens ein Valenzelektron nicht vom Kern gebunden ist. Ich möchte jedoch andere Leser darauf hinweisen, dass Ihre Berechnungen sehr qualitativ sind, viel mehr als diejenigen, die auf Slater ‚ s basieren Regeln . Ihr Argument bleibt natürlich bestehen, aber ich würde niemandem empfehlen, die Höhe der berechneten effektiven Gebühren zu ernst zu nehmen.
• @Nicolau – das ist der Grund, warum ‚ Ich habe versucht klar zu machen, dass es sich um eine Schätzung handelt, nicht um die tatsächliche effektive Gebühr.
• @thomij Ich ‚ wundere mich über Ihre Aussage, “ Dies bedeutet, dass 3d-Elektronen näher am Kern sind als 4s-Elektronen, obwohl 3d-Elektronen eine höhere Energie haben. “ Ist das wahr, warum sollte ein Elektron näher am Kern haben höhere Energie?
• @ron – Das häufig verwendete Argument ist, dass die lokale Elektronendichte der d-Schalen höher ist als die der nächsthöheren s-Schale, beide wegen “ Gedränge “ in der d-Unterschale und wegen der Nähe zu den 3s- und 3p-Orbitalen. Der wahre Grund ist komplizierter, aber kurz gesagt, die 4s-Elektronen haben Dichtespitzen näher am Kern, obwohl die äußerste Spitze weiter entfernt ist. Die Energieniveaus bewegen sich tatsächlich, wenn sich die Orbitale füllen, und wenn sich die 3D-Orbitale zu füllen beginnen, können sie eine höhere Energie haben oder auch nicht. Ich werde meine Antwort bearbeiten, um sie korrekter zu machen.

Die elektronische Struktur eines Fluoratoms ist $ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5} $. Atome haben aufgrund der zusätzlichen Stabilität, die mit einer gefüllten Elektronenhülle verbunden ist, eine starke treibende Kraft, um ein Oktett zu erreichen (eine Inertgaskonfiguration zu erreichen). Um sein Oktett zu vervollständigen und die Neon-Inertgaskonfiguration ($ \ ce {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6} $) zu erreichen, muss Fluor 1 Elektron gewinnen und zum Fluoridanion ($ \ ce {F ^ {- }} $). Wenn es zwei Elektronen gewinnt und $ \ ce {F ^ {- 2}} $ wird oder 1 Elektron verliert und $ \ ce {F ^ {+}} $ wird, hat es kein Oktett in seiner äußeren Hülle – es wird nicht annähernd so stabil sein, als würde es nur ein Elektron gewinnen. Dieselbe Überlegung erklärt, warum beispielsweise Natrium es bevorzugt, nur ein Elektron zu verlieren. Übergangselemente haben größere elektronische Konfigurationen und müssen möglicherweise 3 oder 4 Elektronen gewinnen oder verlieren, um eine Inertgaskonfiguration zu erreichen. Das Hinzufügen oder Entfernen von 3 oder 4 Elektronen erfordert viel Energie. Das Hinzufügen oder Entfernen von 1 oder 2 Elektronen, obwohl keine Inertgaskonfiguration erreicht wird, wird aufgrund der geringeren Energie, die zum Entfernen weniger Elektronen erforderlich ist, zu einer akzeptablen Alternative. In diesen Fällen werden Oxidationsstufen von (plus oder minus) 1, 2, 3 oder 4 möglich.

Einige Hauptgruppenelemente bilden zwar mehrere Ionen, Analoga zu den Übergangselementen sind jedoch weniger verbreitet.

Beispiele:

• Wasserstoff – Wasserstoff bildet sowohl das $ \ ce {H +} $ -Ion ( das Proton) und das $ \ ce {H -} $ -Ion (das Hydrid)
• Tin bilden das $ \ ce {Sn ^ {2 +}} $ und $ \ ce {Sn ^ {4 +}} $ Kationen

Das Fluoridanion kann eine negative Zwei-Ladung haben. Es ist nicht unmöglich, dem Fluoridanion zwei Elektronen hinzuzufügen. Zu diesem Zeitpunkt wäre es jedoch ziemlich instabil, da das Fluoridanion mit einer negativen formalen Ladung von 1 mit einem Edelgas – Neon isoelektronisch ist.

In Berücksichtigen Sie außerdem die hohe Ladungsdichte des Fluoridanions. Das Anheften eines zusätzlichen Elektrons an Fluor ist in Ordnung, jedoch nicht so günstig im Vergleich zu dem weniger ladungsdichten Chloratom. Fluor hat trotz der höheren Elektronegativität von Fluor tatsächlich eine geringere Elektronenaffinität als Chlor . Das Anheften von zwei zusätzlichen Elektronen wäre ungünstig.

Hier ist ein einfaches Argument, um die anderen zu ergänzen, bei dem Oktette und Elektronenschalen nicht direkt beteiligt sind. Vergleichen Sie die isoelektronischen Spezies $ \ ce {Na ^ 0} $, $ \ ce {Ne ^ {-}} $ und $ \ ce {F ^ {2 -}} $, die alle die gleichen $ 1s ^ 22s ^ 22p haben ^ 63s ^ 1 $ Grundkonfiguration. Beachten Sie, dass Sie in der Liste von links nach rechts allmählich ein Proton aus dem Kern entfernen, wodurch die Valenzelektronen schlechter an das Atom gebunden werden (weniger positive Ladung im Kern, um die Elektronen nach innen zu ziehen).Elementares metallisches Natrium ist bereits sehr reaktiv, da es ein vergleichsweise lockeres Valenzelektron (eine niedrige Ionisierungsenergie) aufweist. Das Entfernen von zwei Protonen aus dem Kern, um $ \ ce {F ^ {2 -}} $ zu erzeugen, würde eine Spezies viel mehr erzeugen reaktiv als sogar metallisches Natrium (!), und es wird erwartet, dass es unter allen Bedingungen sofort mindestens ein Elektron verliert.

In Wahrheit ist $ \ ce {F ^ {2 -}} $ zu instabil in erster Linie gebildet werden. Beim Vergleich der isoelektronischen Spezies in der obigen Liste sehen wir uns erneut $ \ ce {Ne ^ {-}} $ an. Neon hat tatsächlich bereits eine Elektronenaffinität , die praktisch Null oder sogar endergonisch ist. Mit anderen Worten, die Reaktion $ \ ce {Ne ^ 0 _ {(g)} + e ^ {-} – > Ne ^ {-} _ {(g)}} $ hat schon sehr wenig fahren nach rechts, wenn nicht tatsächlich nach links gefahren. Dies legt die Reaktion $ \ ce {F ^ {-} _ {(g)} + e ^ {-} – > F ^ {2 -} _ {(g)} nahe } $ (die zweite Elektronenaffinität von Fluor) ist stark endergonisch und wird niemals in signifikantem Ausmaß auftreten.