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Vorlesung zum Thema Atomionen

Die Natur der atomgebundenen Elektronen macht, wie wir gesehen haben, die ionischen Formen einiger Atome viel energiestabiler - und damit häufiger - als die neutrale Form. Zum Beispiel haben wir gesehen, dass inerte Gasatome nicht dazu neigen, Ionen zu bilden, weil sie ein volles Oktett von Elektronen in ihrer äußeren Hülle haben. Andererseits haben Halogenide (F, Cl, Br, I, At) ein Elektron mehr als das nächstkleinere Inertgas (z. B. Na im Vergleich zu Ne) und neigen dazu, unter Verlust dieses "Extra" -Elektrons +1 Ionen zu bilden .

Das Periodensystem zeigt die gebräuchlichsten Formen der meisten Elemente. Wo zwei Ionen aufgelistet sind, werden beide beobachtet, aber die obere Form ist dominant. Beachten Sie, dass, während die meisten Ionen den Trends folgen, die wir von der Elektronenkonfiguration erwarten würden, es Ausnahmen gibt. Diese können in einem ersten Durchgang durch die Chemie beunruhigend wirken, aber jedes kann in Bezug auf ein Zusammenspiel von konkurrierenden Faktoren rationalisiert werden, über die Sie lernen werden, wenn Ihr Studium der Chemie anspruchsvoller wird.

Im Atomabschnitt habe ich erwähnt, dass der typische Weg, auf dem ein Atom mit mehr als einem Oktett von Elektronen einen (oder mehrere) verliert, darin besteht, mit einem zu kommen, das das entgegengesetzte "Bedürfnis" hat. Wenn zum Beispiel Natriummetall in Kontakt mit Fluorgas kommt, nimmt das Fluor leicht ein Elektron von Natrium, und beide bleiben in einem energetisch günstigen Zustand. Was ergibt ein Ionenpaar der neutralen Gesamtladung, Na + F - oder nur NaF.

Ionische Verbindungen Die Natur neigt dazu, Ladungen zu neutralisieren, so dass Ionen mit entgegengesetzter Ladung dazu neigen, sich anzulocken, um ionische Verbindungen herzustellen. Einige Beispiele sind NaCl (Tafelsalz), KCl, CsF und RbBr. Jedes besteht aus einem positiven Ion und einem negativen Ion.

Wir versuchen, nicht auf ionische Verbindungen als Moleküle zu verweisen (auf die wir in einer Weile zurückkommen werden), weil die wirklich niemals in dieser Form existieren. Die Abkürzung NaCl zum Beispiel wird am ehesten als die Formeleinheit von Natriumchlorid betrachtet (wir werden darüber sprechen, wie man auch ionische Verbindungen später nennt). Es ist wirklich nur das Verhältnis, in dem die konstituierenden Atome im reinen Material gefunden werden.

es zeigt die Formeleinheit von Natriumchlorid. Die relativen Größen der Atome sind genau, obwohl wir wissen, dass sie keine harten Kanten haben. Auf der rechten Seite ist ein Bild davon zu sehen, wie sich Natriumchlorid-Formeleinheiten in einer kubischen Konfiguration zu den bekannten Salzkristallen zusammenlagern können, die Sie auf den Tisch schütten. Der kubische Kristall von NaCl ist ladungsneutral: Für jedes positive Ion gibt es ein negatives Ion.

Beachten Sie, dass einige unserer Ionen mehrfach geladen sind. Zum Beispiel trägt das Magnesiumion eine Ladung von +2. Die Natur neigt immer noch dazu, diese Ladung zu neutralisieren, außer dass wir jetzt entweder zwei geladene Ionen oder eine Ladung mit -2 benötigen. Wir können viele ionische Verbindungen bilden, die diesen Bedarf decken. MgO besteht aus Mg2 + und O2- und MgCl2 ist Mg2 + und zwei Cl-Ionen.

In MgCl2, unserer chemischen Abkürzung für "Magnesiumchlorid", bedeutet der Index 2, dass zwei Chlorionen in der Verbindung vorhanden sind. Dies ist eine allgemeine Eigenschaft von Indizes in chemischen Formeln. Ein Index in einer chemischen Formel zählt immer die Nummer des Atoms, das ihm vorausgeht.

Atomare ionische Verbindungen benennen Sie haben wahrscheinlich bemerkt, dass wir Namenskonventionen für Ionen haben. Für atomare ionische Verbindungen ist es ziemlich einfach, ersetzen Sie einfach das Suffix "ide" für die letzte Silbe des Anions und lassen Sie den Kationennamen so bleiben, wie er ist. Im Allgemeinen spielen die Indizes bei der Benennung keine Rolle, obwohl es, da die Chemie ein altes Feld ist, einige Ausnahmen gibt.

Molekülionen Um nun eine weitere wichtige Klasse von Ionen einzuführen, sind die Molekülionen. Bisher haben wir in unserem Studium der Chemie nicht über Moleküle gesprochen, und wir werden wirklich nicht hier sein. Im Moment sagen wir einfach, dass Atome auf eine andere Art und Weise miteinander verbunden sein können, ganz anders als die Ionenbindung, die wir bisher gesehen haben, und belassen es dabei. Es gibt bestimmte Moleküle, die viel stabiler sind, wenn sie ein oder mehrere Elektronen abgeben oder ein oder mehrere zusätzliche Elektronen aufnehmen Molekülionen.

Atomgröße Während die "Größe" eines Atoms ein bisschen ein weiches Ziel ist Atome sind "unscharf" und schwer zu messen, sagen wir im Durchmesser oder Radius - man kann auch sagen, dass Atome relativ groß sind. Das heißt, einige Atome sind größer als andere, und Atome können nach ihrer relativen Größe geordnet werden.

Die Atomgröße hängt von drei Dingen ab:

 Die Anzahl der Elektronen, die an das Atom gebunden sind,

 Die Anzahl der Protonen im Kern - Mehr Protonen bedeutet eine größere Kugel positiver Ladung in der Mitte eines Atoms, was zu einer netto anziehenden Kraft auf jedes der sie umgebenden Elektronen führt, und

 Die Elektronenkonfiguration des Atoms, hauptsächlich wie nahe es ist, ein stabiles Oktett von Außenhüllenelektronen zu haben.

Während Elektronen nicht viel Platz einnehmen (der Radius eines Elektrons ist viel kleiner als der Radius eines Protons, das auch ziemlich klein ist, obwohl keiner sehr genau gemessen wurde), drängen sie sich nicht sehr gut zusammen, weil ihre Wie negative Ladungen halten sie auseinander. Mehr Elektronen bedeuten ein größeres Atom.

Die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem neutralen Atom ist gleich, aber aufgrund der ungeraden Formen der Elektronenorbitale und anderer Faktoren hält die Erhöhung der Anzahl der Protonen im Kern die Elektronen enger und enger am Kern fest. Dieser Effekt ist in größeren Atomen etwas verringert, wo die äußeren Elektronen durch eine Abschirmung von Elektronen in der inneren Schale vom Kern abgeschirmt werden können.

Schließlich verleiht eine vollständige äußere Schale einem Atom eine hohe energetische Stabilität, was dazu führt, dass sich seine Elektronenwolke ein wenig zusammenzieht, so dass sich eine Schale, wenn sie über eine Periode des Periodensystems gefüllt ist, leicht zusammenzieht.

Ein Periodensystem relativer Atomgrößen In diesem Periodensystem sind die relativen Größen (nicht absolut - es gibt keine Messungen) gezeigt. Die Größen der Edelgasatome (grau) können nicht wirklich mit den anderen Atomen verglichen werden, da die Atomgrößen im Allgemeinen über viele Messungen von Atomen gemittelt werden, die in Verbindungen mit anderen Arten von Atomen gebunden sind. Die Edelgase (mit Ausnahme von Xe) binden nicht an andere Atome, so dass ihre Radien auf andere Weise gemessen werden müssen.

https://comps.canstockphoto.de/periodensystem-deutsch-tisch-28-epsvektor_csp45650232.jpg

Größentrends nach Gruppe und Zeitraum Hier sind Nahaufnahmen der Größentrends in den Elementen der Gruppe 1A (Erdalkali) und der Gruppe 7A (Halogene).

Diese sind sehr einfach zu verstehen. Wenn wir uns im Periodensystem innerhalb einer Gruppe (die gleiche Anzahl von Elektronen in der äußeren Schale) bewegen, repräsentiert jede Reihe die Addition einer neuen Elektronenhülle. Diese Elektronen nehmen Platz ein (vor allem, weil sie sich gegenseitig abstoßen), also bedeutet mehr Schalen ein größeres Atom.

Die Ausnahme von dieser Regel kann in der Mitte des Periodensystems gesehen werden, wo d-subshells in metallische Elemente gefüllt werden. D-Orbitale unterscheiden sich in vielerlei Hinsicht in der Chemie der Elemente.

Periodentrends Hier sind Teile der zweiten und dritten Periode der Tabelle. Beachten Sie, dass, wenn wir uns über den Zeitraum von links nach rechts bewegen, die Atomgrößen aufgrund der erhöhten positiven Kernladung und der Vervollständigung eines Oktetts abnehmen. Denken Sie daran, dass wir die Edelgasgrößen in diesem Vergleich wegwerfen müssen; Sie können nur innerhalb ihrer Gruppe verglichen werden, in welchem Fall sie das gleiche Gruppenmuster zeigen.

Elektronegativität

Die Elektronegativität wird man wahrscheinlich nie messen oder quantitativ verwenden, aber es ist ein wichtiges Konzept, das man verstehen kann, weil es viele Eigenschaften vieler chemischer Verbindungen und Reaktionen erklären kann.

Das Konzept ist ziemlich einfach: Die Elektronegativität ist ein relatives Maß für die Tendenz (Neigung oder Tendenz) eines Atoms, die Elektronen eines anderen Atoms an sich zu ziehen.

Die Elektronegativität eines Atoms hängt von zwei seiner Eigenschaften ab:

 Wie nahe ist es, ein volles Oktett von Elektronen in seiner äußeren Hülle zu haben und

 Wie weit ist die äußere Schale vom Kern entfernt, d. H. Die Größe des Atoms.  Wenn man das achte Elektron in der äußeren Hülle erhält, erhält man ein Atom mit einer großen Menge an energetischer Stabilität, so dass es einen starken Antrieb gibt, das achte Elektron zu gewinnen. Die stabilisierende Energie ist niedriger für das 7., 6. und niedrigere Elektron, also sagen wir, dass Atome mit 7, 6, 5, ... Außenhüllenelektronen weniger elektronegativ sind.

Elektronen, die nahe am Kern liegen, werden durch die elektrostatische (Coulomb-) Kraft näher daran gehalten als weiter entfernte. Daher ist die Anziehung für die Elektronen anderer Atome für kleinere Atome größer als für größere. In kleineren Atomen ist der Kern näher an der Oberfläche der Elektronenwolke und kann eine anziehende Kraft auf die Elektronen eines anderen Atoms ausüben. In größeren Atomen ist der Kern sowohl weiter entfernt als auch durch die dazwischen liegenden

Elektronen "abgeschirmt", daher üben größere Atome eine geringere Anziehungskraft auf die Elektronen anderer Atome aus....