ULKOELEKTRONIRAKENNE JA METALLILUONNE

Transkriptio

1 ULKOELEKTRONIRAKENNE JA METALLILUONNE Palautetaan mieleen jaksollinen järjestelmä ja mitä siitä saa- Kertausta daan irti. H RYHMÄT OVAT SARAKKEITA Mitä sarakkeen numero kertoo? JAKSOT OVAT RIVEJÄ Mitä rivin numero kertoo? MATERIAALIT JA TEKNOLOGIA, KE4 Li B C N O F He Ne Toisaalta 1.-kurssilla opittiin myös ns. lohkojaottelu (liittyy kvanttimekaniikan atomimalliin), mikä kertoo viimeisenä täyttyvän alakuoren kirjaimen. 1

2 Siis, suurin osa alkuaineista on metalleja. Metalleilla on tyypillisesti 1 3 valenssi- eli ulkoelektronia. Yksittäisten metalliatomien sitoutuessa toisiinsa jokaisen atomin valenssielektronit tulevat yhteiseen käyttöön ja saadaan: Määritelmä, metallisidos, metallihila: Kun elektronit sitovat yhteen positiivisia metalli-ioneita, niin näiden sähköisesti erilailla varautuneiden hiukkasten välille syntynyttä vahvaa sähköistä vetovoimaa kutsutaan metallisidokseksi. Vapaiden elektronien meri siis sitoo metalli-ionit tiiviiksi rakenteeksi, jota kustustaan metallihilaksi. Kemiallisissa reaktioissa ryhmien 1, 2 ja 13 metallit hapettuvat eli luovuttavat ulkoelektroninsa. Siksi näillä metalleilla on vain yksi hapetusluku kts. esim. taulukot.com. Hapetusluvut kirjoitetaan tavallisesti roomalaisilla numeroilla. Määritelmä, hapettuminen/pelk.: Hapettuminen on elektronien luovuttamista ja pelkistyminen on elektronien vastaanottamista. Hapettuminen ja pelkistyminen tapahtuvat aina yhdessä eli samanaikaisesti. Jos aine A hapettuu, niin aine B pelkistyy. Ryhmien 3-11 metalleilla eli ns. siirtymämetalleilla kemiallisiin reaktioihin osallistuu vaihteleva määrä elektroneja, joten niillä on useita eri hapetuslukuja. Esimerkiksi mangaanilla, Mn, on mm.: +II, +III, +IV, +V, +VI, +VII? Epämetalleilla, eli vedyllä, ryhmien kevyimmillä alkuaineilla, sekä halogeeneilla (ryhmä 17) on ryhmänumeron mukainen määrä ulkoelektroneja. Epämetallit pyrkivät pelkistymään. Epämetallien hapetusluku määräytyy vastaanotettujen elektronien määrän perusteella. 2

3 Alkuaineet muuttuvat metalleista epämetalleiksi, kun jaksollisessa järjestelmässä siirrytään vasemmalta oikealle. Metalliluonne puolestaan kasvaa ryhmässä alaspäin mentäessä. Kemiallisissa reaktioissa alkuaineilla on tavoite saavuttaa oktetti = 8 ulkoelektronin järjestelmä. Metallit ja epämetallit muodostavat suoloja eli ioniyhdisteitä. Elektroni siis siirtyy metallilta (pienempi elektronegatiivisuus) epämetallille (suurempi elektroneg.). Epämetallit taas muodostavat keskenään molekyylejä jakamalla keskenään 1-3 elektroniparia. Molekyyliyhdisteissä hapetusluku määräytyy alkuaineen elektronegatiivisuuden perusteella siten, että negatiivinen hapetusluku merkitään sidoksen elektronegatiivisemmalle alkuaineelle. NÄIHIN PALATAAN! Kerrataan kvanttimekaaninen atomimalli ja elektronirakenne. 3

4 Kvanttimekaaninen atomimalli Nykyään pidetään kvanttimekaanista atomimallia parempana kuin kuorimallia, tosin heikkouksiakin on (esim. sidosten suuntautumista = molekyylin muotoa ei voida päätellä). Tämän mallin mukaan: Kukin elektroni voi saada vain tiettyjä energian arvoja, energia on kvantittunut. Elektronit sijaitsevat energiatiloilla (elektronipilvessä). Kvanttimek. atomimallissa puhutaan orbitaaleista, joissa elektronit ovat. Määritelmä Orbitaaliksi sanotaan, sitä avaruuden osaa, jolta elektroni todennäköisemmin löytyy. s-orbitaali p x -orbitaali d xz -orbitaali f-orbitaali Kvanttimekaanisen mallin mukaan pääenergiatasoilla on olemassa alakuoria, joilla on erilaisia energioita. Alakuorien energiat menevät aluksi loogisesti, mutta sitten lomittain. Alakuoria merkitään s, p, d, f. Jokainen laatikko kuvaa yhtä orbitaalia. Jokaiseen orbitaaliin voi mennä maksimissaan kaksi elektronia. Tämä merkitään nuoli ylös ja nuoli alas. Jokaisella elektronilla on neljästä kvanttiluvusta koostuva ns. ID-tunnus. (tarkastelu jatkuu 2-4 kursseilla) 4

5 Elektronit täyttävät alakuoria energiaminimiperiaatteen mukaisesti. Puhutaan tietyn alkuaineen elektronikonfiguraatiosta eli elektronirakenteesta. Alakuorien täyttymisjärjestys ELEKTRONEGATIIVISUUS JA SIDOKSEN LUONNE MATERIAALIT JA TEKNOLOGIA, KE4 Määritelmä: Elektronegatiivisuus kuvaa sidoksen/sidosten muodostumiseen osallistuvan atomin kykyä vetää sidoselektroneja puoleensa. Mitä suurempi on alkuaineen elektronegatiivisuusarvo sitä voimakkaammin se vetää sidoselektroneja puoleensa. Fluori F on elektronegatiivisin alkuaine, merkitään χ F = 4.0 [khii]. Elektroneg.arvot ovat taulukoituja MAOL. 5

6 Millainen sidos syntyy! Muista: metalli + epämetalli ionisidos ( χ > 1,7) epämetalli + epämetalli kovalenttinen sidos, kun 1,7 > χ > 0,5 niin poolinen sidos ja kun χ > 0,5, niin pooliton. metalli + metalli metallisidos Lukuarvot ovat ohjeellisia, vertaa: HF, jolle χ = 1,9 mutta on kovalenttinen tai AgBr/AgI, joille χ = 1,2 ja χ = 0,6 mutta ionisia. Muita työkaluja tarkasteltavien atomien välille muodostuvien sidosten päättelyssä ovat: jaksollinen järjestelmä, ionisaatioenergia ja elektroniaffiniteetti. Jos sitoutuneilla atomeilla on yhtä voimakas kyky vetää elektroneja puoleensa, niin kyseinen sidos on pooliton, kovalenttinen sidos. Huom! yhtä voimakas tarkoittaa, että elektronegatiivisuusarvojen erotus on alle 0,5. Esimerkki C C χ C = 2,5 χ C = 2,5 χ = 2,5 2,5 = 0 δ δ + C H χ C = 2,5 χ H = 2,1 χ = 2,5 2,1 = 0,4 < 0,5 δ + = osittainen pos.varaus δ = osittainen neg.varaus Kun sitoutuneiden atomien välinen elektronegatiivisuusarvojen erotus on kutakuinkin 0,5 1,7, niin kyseessä on poolinen, kovalenttinen sidos. 6

7 δ Esimerkki O H δ + χ O = 3,5 χ H = 2,1 χ = 3,5 2,1 = 1,4 Huom! Poolisia molekyylejä sanotaan dipoleiksi (di-pole= kaksi napaa). Ja lopuksi, kun sitoutuneiden atomien välinen elektronegatiivisuusarvojen erotus on yli 1,7, niin kyseessä on Esimerkki Na Cl χ Na = 0,9 χ Cl = 3,0 χ = 3,0 0,9 = 2,1 ionisidos. + Huom! Esimerkiksi vetyfluoridissa HF elek.neg.arvojen erotus on 1,9, mutta kyseessä ei ole ionisidos! Syy: molemmat ovat epämetalleja ja kyseessä on siten erittäin poolinen koval.sidos. 7

8 8