Beste antwoord
Het atoomnummer van chloor is 17, wat inhoudt dat het 17 elektronen in de atoomvorm heeft.
De elektronische configuratie is dus als volgt:
De eerste 10 elektronen zijn gerangschikt als neon, gevolgd door 3s en 3p orbitalen.
Hoewel het lijkt alsof er maar 1 elektron kan worden ondergebracht in de halfgevulde p-orbitaal, kunnen tot 7 elektronen worden ondergebracht!
Hoe? Laten we tekenen de orbitalen …
Nu, in de bovenstaande afbeelding, missen we iets … Er is 5 vacante d orbitalen in het 3e energieniveau!
Laat me deze 5 d orbitalen hieronder in rode kleur tekenen …
Nu kunnen de gepaarde elektronen ontkoppelen en de d-orbitalen binnengaan om verschillende valenties te geven …
Valentie = 3
Valency = 5
Valency = 7
Chloor kan dus tot 7 valentie vertonen vanwege de lege 3d orbitalen.
Dus, er is nog een manier om de elektronische configuratie van Chlorine weer te geven …
Hoewel het normaal wordt weggelaten omdat de d orbitalen leeg in de grondtoestand
Maar houd er rekening mee dat fluor deze verschillende toestanden niet kan weergeven, omdat er geen lege orbitalen zijn. Voor meer informatie over de aan- of afwezigheid van d-orbitalen, raad ik je aan om het principe van Aufbau te bestuderen.
Bedankt 🙂
Antwoord
Het korte antwoord is dat er een gecompliceerde reeks interacties is tussen de elektronen en de kern en tussen de elektronen onderling. Dit is wat uiteindelijk een elektronenconfiguratie oplevert.
Voortgaand langs de elementen, het patroon in elektronenconfiguraties dan lijkt op een vliegroute. Er kan onderweg wat turbulentie zijn, maar na elke hobbel of twee keert de vliegroute terug naar normaal.
Sommige hobbels worden veroorzaakt door het feit dat in de d en f-blokken, volledige of halfgevulde sub-shells worden aantrekkelijk, zo erg zelfs dat er een beetje een onwaardige race kan zijn om tot dergelijke configuraties te komen. Chroom bijvoorbeeld houdt er dus van om voorop te lopen en een 3d5 4s1-configuratie in plaats van de verwachte 3d4 s2. Relativistische effecten kunnen een rol spelen. Lr is dus 7p1 7s2 in plaats van de verwachte 5d1 6s2.
De belangrijke punten zijn:
- Elektronenconfiguraties zijn voor neutrale, geïsoleerde atomen in de grondtoestand. Hoeveel chemici werken ooit met geïsoleerde atomen? Zeker, een paar gasfasespectroscopisten doen dat, maar bijna alle algemene scheikundige experimenten worden uitgevoerd in water. Bijna alle industriële chemie vindt plaats in gecondenseerde fasen. Bijna alle organische chemie wordt in oplossing gedaan. Zie: Waarom leren we de elektronenconfiguratie van de elementen?
- Omdat ionen voor bijna alle atomen belangrijker zijn dan geïsoleerde gasvormige atomen, en belangrijke ionen geen afwijkende elektronenconfiguraties hebben, is er weinig reden om je zorgen te maken over afwijkende elektronenconfiguraties van atomen. Je kunt je beter concentreren op ‘karakteristieke’ elektronenconfiguraties zonder anomalieën in de bezetting van d- en s-orbitalen in de overgangselementen of d, s en f-orbitalen in de binnenste overgangselementen. Zie: Wulfsberg G 2000, Inorganic Chemistry, University Science Books, Sausalito, Californië, p. 3.
Beschouw bijvoorbeeld de elektronenconfiguraties van de driewaardige kationen van de lanthaniden:
+4 +2 | +4 +2
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd | Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
½f ½f | f f
f1 f2 f3 f4 F5 f6 f7 | f8 f9 10 11 12 13 14
Geen onregelmatigheden! Hier:
½f = Eu + 2 (4f7) emuleert graag Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) emuleert Lu + 3 (4f14) )
Dan is er Ce + 4 (f0), dat graag de lege kern van zijn lanthanidevoorloper bereikt, namelijk La + 3 (f0); en Tb + 4 (f7) die dezelfde halfgevulde configuratie bereiken als Gd + 3 (f7).
Zie: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskou (in het Russisch), p. 118)