Isoelektronesch Serie
Isoelektronesch Species hunn déiselwecht Gesamtzuel vun Elektronen. Dat mécht e kontrolléierte Verglach méiglech: d’Elektronepopulatioun bleift bal konstant, d’Protonenzuel ännert sech, an domat kann ee gesinn, wéi Radius an Elektronebindung reagéieren.
Elektrone zielen a Radius
Bedeitung vun isoelektronesch
N³⁻, O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺ an Al³⁺ hunn all 10 Elektronen mam Basismuster 1s²2s²2p⁶. Si sinn net déiselwecht Species a si net déiselwecht grouss; isoelektronesch fixéiert nëmmen d’Elektronenzuel an eng vergläichbar Besetzung.
Radius an der Serie mat 10 Elektronen
Bei konstanter Elektronenzuel zitt e Kär mat méi Protonen déi bal selwecht Elektronewollek méi staark no bannen. D’Reiefolleg ass N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺. Déi kloer verännerlech Gréisst ass Z, net einfach d’Virzeeche vun der Ioneladung.
D’Serie mat 18 Elektronen
P³⁻, S²⁻, Cl⁻, Ar, K⁺, Ca²⁺ an Sc³⁺ hunn 18 Elektronen. Och hei gëtt de Radius méi kleng, wann Z klëmmt. Dës Serie soll net direkt mat der 10-Elektrone-Serie vermëscht ginn, well déi baussenzeg besat Haaptschuel vun n=2 op n=3 wiesselt.
Duerchgerechent: fir d’éischt zielen, duerno uerdnen
Fir S²⁻, Cl⁻, K⁺ an Ca²⁺ ergëtt d’Zielen 16+2=18, 17+1=18, 19−1=18 an 20−2=18 Elektronen. Duerno ass d’Ursaach kloer: méi Kärladung gëtt S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺.
Bindung a Gréisst
Ioniséierung an Elektronebindung
Eng méi grouss Kärladung kontraktéiert eng isoelektronesch Wollek a stabiliséiert d’besat Orbitaler. En Elektron ass dofir beim Member mat méi groussem Z normalerweis méi staark gebonnen. Reell Ioniséierungsenergie enthält och Relaxatioun vun de verbleiwenden Elektronen; d’Regel gëtt virun allem d’Richtung un.
Kristallëmfeld an Ioneradien
Tabelléiert Ioneradie ginn aus Kristallstrukturen ofgeleet a hänke vu Koordinatioun, Oxidatiounszoustand a Radiuskonventioun of. Isoelektronescht Raisonnement erkläert den Trend, mee mécht aus Ionen keng universell haart Kugelen.
Zwee-Elektrone-Species weisen d’Iddi am einfachsten
H⁻, He, Li⁺ an Be²⁺ hunn all zwou 1s-Elektronen. Laanscht d’Serie komme Protonen dobäi ouni nei Elektronen. Dat selwecht Elektronepaar gëtt méi staark gebonnen an de System méi kompakt. Dat ass déi propperst Demonstratioun vum Effekt vu Z.
Atomer, Ionen a Moleküllen
Isoelektronesch Moleküllen: N₂ an CO
N₂ an CO hunn allebéid 14 Elektronen a verbonne Molekülorbital-Besetzungen. De Verglach hëlleft bei der Bindungsuerdnung, mee d’Kären bleiwen ënnerschiddlech: N₂ ass homonuklear, CO heteronuklear mat asymmetrescher Ladungsverdeelung.
Nëtzlech Famillje fir Vergläicher
Serië mat 2, 10 an 18 Elektronen si besonnesch kloer fir monoatomar Species. Bei Molekülle vergläicht een och N₂/CO oder NO⁺/N₂, wann däitlech bleift, datt virun allem Elektronenzuel an ongeféier d’Besetzungsmuster gemeinsam sinn.
Gläich Elektronenzuel heescht net gläich Chimie
Gläich Elektronenzuel garantéiert net datselwecht Spektrum, Dipolmoment, Bindungsenergie oder Reaktivitéit. Aner Käre veränneren d’Potential, d’Orbitalenergien an d’Symmetrie.
Bindungsuerdnung a Molekülorbitaler
Eng ähnlech Bindungsuerdnung kann aus vergläichbarer Besetzung vu bindenden an antibindenden Orbitaler entstoen. Trotzdem kënne Energie a Lokalisatioun vun dësen Orbitaler staark variéieren.
| Famill | Beispiller | Haaptiddi |
|---|---|---|
| 2 e⁻ | H⁻, He, Li⁺, Be²⁺ | Selwecht 1s²; Z klëmmt an d’Gréisst fält. |
| 10 e⁻ | N³⁻ … Al³⁺ | Ne-ähnlecht Muster; Kontraktioun follegt Z. |
| 18 e⁻ | P³⁻ … Sc³⁺ | Ar-ähnlecht Muster; net mat 10 e⁻ vermëschen. |
Grenze vum Verglach
Formal Ladung ersetzt d’Elektronenzielen net
Elektrone mussen tatsächlech gezielt ginn; d’Virzeeche vun der Ladung geet net duer. E Kation an en Anion vu verschiddenen Elementer kënne genee déi selwecht Elektronenzuel hunn.
Serien mat anere baussenzege Schuelen net vermëschen
10- an 18-Elektrone-Serië sollen net an eng eenzeg einfach Z-Reiefolleg gesat ginn. De Wiessel vun der baussenzeger besater Haaptschuel ännert d’raimlech Skala staark.
Radius ass keng haart Grenz
Eng Elektronewollek huet keng haart Uewerfläch. A Kristaller hänkt den zougeuerdente Radius och vum strukturellen Ëmfeld of. Isoelektronesch Serien si kausal Vergläicher, keng exakt Geometriegesetzer.
Korrelatioun a Relaxatioun spillen eng Roll
No Ioniséierung relaxéieren déi verbleiwend Elektronen an hir Dicht ännert sech. Elektronekorrelatioun a Wollekrelaxatioun maachen experimentell Energie méi komplex wéi eng linear Funktioun vu Z.
Den elektroneschen Zoustand muss uginn ginn
Och den elektroneschen Zoustand muss spezifizéiert sinn. Ugereegt Zoustänn, aner Molekülorbital-Besetzungen oder staark chemesch Ëmfeld kënnen de einfache Verglach trotz gläicher Elektronenzuel briechen.
N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺
Übungen
Véier Ione mat 18 Elektronen
Uerdent S²⁻, Cl⁻, K⁺ an Ca²⁺ vu grouss op kleng.
Léisung
All hunn 18 Elektronen. Well Z 16→17→19→20 klëmmt, fält de Radius: S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺.
Na⁺ an F⁻
Firwat ass Na⁺ méi kleng wéi F⁻, obwuel béid 10 Elektronen hunn?
Léisung
Na⁺ huet 11 Protonen, F⁻ nëmmen 9. Déi méi grouss Kärladung zitt déi selwecht Elektronenzuel méi staark zesummen.
N₂ an CO
Heescht isoelektronesch, datt N₂ an CO déiselwecht Polaritéit hunn?
Léisung
Nee. D’Elektronenzuel ass gläich, mee CO ass heteronuklear mat asymmetrescher Ladungsverdeelung; N₂ huet kee permanente Dipolmoment.