Beste Antwort
Die Ordnungszahl von Chlor ist 17, was impliziert, dass es 17 Elektronen in atomarer Form hat.
Somit ist seine elektronische Konfiguration wie folgt:
Die ersten 10 Elektronen sind wie Neon angeordnet, gefolgt von 3s- und 3p-Orbitale.
Obwohl es so aussieht, als ob nur 1 Elektron im halbgefüllten p-Orbital untergebracht werden kann, können bis zu 7 Elektronen aufgenommen werden!
Wie? Lassen Sie uns zeichnen die Orbitale…
Nun, im obigen Bild „fehlt uns etwas … Es sind 5 freie d Orbitale in der 3. Energieebene!
Lassen Sie mich diese 5-d-Orbitale in roter Farbe unten zeichnen …
Jetzt können sich die gepaarten Elektronen entkoppeln und in die d-Orbitale eintreten, um verschiedene Valenzen zu erhalten …
Valenz = 3
Valency = 5
Valenz = 7
Somit kann Chlor aufgrund der freien 3d-Orbitale bis zu 7 Valenz aufweisen.
Also, es gibt eine weitere Möglichkeit, die elektronische Konfiguration von Chlor darzustellen …
Obwohl dies normalerweise weggelassen wird, weil die d-Orbitale sind im Grundzustand frei
Beachten Sie jedoch, dass Fluor diese verschiedenen Zustände nicht zeigen kann, da ihm keine freien d-Orbitale fehlen. Für weitere Informationen über das Vorhandensein oder Fehlen von d-Orbitalen empfehle ich Ihnen, das Prinzip von Aufbau zu studieren.
Danke 🙂
Antwort
Die kurze Antwort ist, dass es eine komplizierte Reihe von Wechselwirkungen zwischen den Elektronen und dem Kern sowie zwischen den Elektronen selbst gibt. Dies ist es, was letztendlich eine Elektronenkonfiguration erzeugt.
Wenn man entlang der Elemente fortfährt, dann das Muster in Elektronenkonfigurationen ähnelt einer Flugbahn. Auf dem Weg kann es zu Turbulenzen kommen, aber nach ein oder zwei Unebenheiten kehrt die Flugbahn zur Normalität zurück.
Einige der Unebenheiten werden durch die Tatsache verursacht, dass in d und F-Blöcke, voll oder halb gefüllte Unterschalen werden so attraktiv, dass es zu einem unwürdigen Wettlauf kommen kann, um zu solchen Konfigurationen zu gelangen. So geht beispielsweise Chrom gerne vor sich selbst und nimmt einen 3d5 an 4s1-Konfiguration anstelle des erwarteten 3d4 s2. Relativistische Effekte können eine Rolle spielen. Somit ist Lr 7p1 7s2 anstelle des erwarteten 5d1 6s2.
Die wichtigen Punkte sind:
- Elektronenkonfigurationen gelten für neutrale, isolierte Atome im Grundzustand. Wie viele Chemiker arbeiten jemals mit isolierten Atomen? Sicher, einige Gasphasenspektroskopiker tun dies, aber fast alle allgemeinen chemischen Experimente werden in Wasserlösung durchgeführt. Fast die gesamte Industriechemie wird in kondensierten Phasen durchgeführt. Fast die gesamte organische Chemie wird in Lösung durchgeführt. Siehe: Warum lehren wir die Elektronenkonfiguration der Elemente?
- Da Ionen für fast alle Atome wichtiger sind als isolierte Gasatome und wichtige Ionen keine anomalen Elektronenkonfigurationen aufweisen, gibt es wenig Grund, sich über anomale Elektronenkonfigurationen von Atomen Gedanken zu machen. Sie sollten sich besser auf „charakteristische“ Elektronenkonfigurationen ohne Anomalien bei der Belegung der d- und s-Orbitale in den Übergangselementen oder der d-, s- und f-Orbitale in den inneren Übergangselementen konzentrieren. Siehe: Wulfsberg G 2000, Anorganische Chemie, University Science Books, Sausalito, Kalifornien, S. 22. 3.
Betrachten Sie beispielsweise die Elektronenkonfigurationen der dreiwertigen Kationen der 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
Keine Unregelmäßigkeiten! Hier:
½f = Eu + 2 (4f7) emuliert gerne Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) emuliert gerne Lu + 3 (4f14) )
Dann gibt es Ce + 4 (f0), das gerne den leeren Kern seines Lanthanoid-Vorläufers erreicht, nämlich La + 3 (f0); und Tb + 4 (f7), die die gleiche halbgefüllte Konfiguration wie Gd + 3 (f7) erreichen.
Siehe: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskau (auf Russisch), p. 118)