Warum sind Edelgase stabil?

Eigentlich ist es nicht notwendig, tief zu graben Quantenmechanik. Es gibt mehrere Gründe, warum Edelgase stabil sind (als Gase bei Raumtemperatur).

Zuallererst gibt es die offensichtliche Vollvalenzschale. Der Trend im Periodensystem macht deutlich, dass die Ladung des Kerns in jeder Periode von links nach rechts wächst. Die Anziehungskraft auf die Elektronen nimmt daher zu. (Dies gilt auch von oben nach unten.) Elektronen in unteren Orbitalen ($ n < \ text {period} $) schützen jetzt die Ladung des Kerns. Dies wird während des gesamten Zeitraums etwas gleich sein. (Die Orbitale schrumpfen auch aufgrund der höheren Ladung des Kerns.) In Edelgasen ist die Valenzschale vollständig gefüllt, was einen recht guten Schutz für die nächste Schale darstellt. Auch die Erhöhung der Hauptquantenzahl bedeutet eine signifikante Erhöhung des Energieniveaus des nächsten Orbitals. Dies macht es unwahrscheinlich, dass ein Edelgas ein anderes Elektron akzeptiert.

Aufgrund der hohen Ladung des Kerns ist es auch nicht einfach, ein Elektron aus einem Orbital zu entfernen. Dies ist jedoch ab (mindestens) Argon abwärts möglich. Zum Beispiel: $ \ ce {HArF} $ ist in einer Matrix bei Raumtemperatur stabil. Es hat eine starke kovalente $ \ sigma $ -Bindung ($ \ ce {H \ bond {-} Ar +} $) und eine nicht ganz so starke Ionenbindung ($ \ ce {[HAr] + \ cdots F -} $). Krypton macht bereits eine ausgefallene Chemie, die bei Raumtemperatur stabil ist. Wie Onkel Al betont hat, ist Xenon für seine Reaktivität bekannt.

Aber warum die plötzliche Veränderung? Es ist ziemlich intuitiv, dass die maximale Elektronendichte für jedes Orbital mit zunehmender Hauptquantenzahl auch weiter vom Kern entfernt ist. Das macht die Valenzschale sehr gut polarisierbar. Auch die Elektronen werden durch die vorherigen Schalen besser abgeschirmt. Das natürliche Vorkommen dieser Elemente ist jedoch ein (homonukleares) Gas.

Wenn Sie diese Elemente jedoch in engen Kontakt miteinander bringen, wurde festgestellt, dass sie eine sehr geringe Dissoziationsenergie ($) aufweisen D_e < 1 ~ \ text {meV} $). Dies ist auf Dispersion und Van-der-Waals-Kräfte zurückzuführen, die die Hauptwechselwirkung zwischen diesen Elementen darstellen. In $ \ ce {He2} $ wurde jedoch kein Bindungsmodus beobachtet (sofortige Dissoziation).

Aber das antwortet immer noch nicht, warum diese Elemente als Gase stabil sind, wie darauf hingewiesen wird, dass es tatsächlich solche gibt anziehende Kräfte. Der Grund ist so einfach wie offensichtlich: Entropie. Wenn zwei Edelgase ein Molekül / Addukt bilden würden, müsste die Bindungs- / Assoziationsenergie dieses Moleküls den Entropieverlust kompensieren (zwei Volumenelemente würden eins werden, daher müsste sich das Gas ausdehnen, um den zuvor besetzten Raum zu bedecken). Dies erfordert Arbeitsenergie.

Die Erklärung von tschoppi behandelt auch, warum aus MO-Sicht keine Bindung in $ \ ce {He2} $ bestehen kann. Stellen Sie sich die Frage, ob dies für $ \ ce {He3} $ zutrifft. Wir wissen auch, dass die Überlappung der Umlaufbahnen nur eine Komponente der Wahrheit ist. Es gibt noch viele andere. Ohne so eine schöne Sache wie Dispersion und andere schwache chemische Wechselwirkungen würden wir nicht existieren.

Kommentare

• Der Plural von Gas ist Gase. “ Gase “ ist eine Form des Verbs “ zu gas „, dh um Gas zu emittieren.

Sie sind aufgrund der Energie stabil ist tiefer. (Ah, die universelle Antwort auf jedes Chemieproblem!)

Lassen Sie mich näher darauf eingehen: Wenn Edelgase als zweiatomige Elemente auftreten würden, sollte die Energie im Vergleich zu ihrer einatomigen Form geringer sein. Wenn Sie jedoch die Atomorbitale der Bindungspartner mit den Molekülorbitalen (MO-LCAO) kombinieren, füllen Sie die Elektronen in alle MOs, die Bindungs- und die antibindenden MOs. P. >

Da antibindende Orbitale stärker antibinden als bindende Orbitale , wird die Gesamtenergie der Verbindung erhöht. Dies ist also ein Zustand, den das System lieber vermeidet und der Ihnen monoatomare Elemente gibt.

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• Aufgrund der Londoner Dispersion ist das Molekül $ \ ce { He2} $ ist leicht bindend, daher glaube ich, dass diese Antwort nicht ganz richtig ist.
• @Martin: Sprechen Sie über die intramolekulare Streuung des nächsten Nachbarn in London? Könnten Sie einen Hinweis auf Ihre Aussage geben?
• Ich habe sie zufällig in diesem wunderbaren Lehrbuch zur Quantenchemie von Ira N. Levine gefunden. Er bezieht sich jedoch auf Molekülspektren und Molekülstruktur, IV. Konstanten zweiatomiger Moleküle, KP Huber G. Herzberg .

http://chemistry.about.com/od/noblegasfacts/a/Noble-Gas-Compounds.htm
Edelgase sind reaktiv. Im Folgenden finden Sie einige Beispiele:

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• Ich zitiere die Website, auf die Sie verlinken: “ Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon haben Valenzelektronenschalen fertiggestellt, sodass sie sehr stabil sind. “ Sie ‚ sind nicht so reaktiv wie beispielsweise Sauerstoff. Sie benötigen hohe Drücke, um diese Verbindungen zu erhalten.
• Xenondifluorid bildet sich aus den Elementen bei niedrigem Druck mit UV-Licht, J. Am. Chem. Soc., 184 (23) 4612 (1962). Xe reagiert mit PtF6 wie Schuss, auf einer Vakuumleitung oder bei 77 Kelvin in flüssigem SF6, doi: 10.1016 / S0010-8545 (99) 00190-3
• Es ‚ ist sicherlich wahr, dass Edelgasverbindungen nicht ‚ t vollständig inert sind, aber es ‚ ist auch sicher Es stimmt, dass sie den meisten Bedingungen gegenüber sehr träge sind. Diese Antwort ist zwar informativ, aber ohne Kontext etwas irreführend.
• Wickeln Sie das Rohrgewinde vor dem Zusammenschrauben mit Teflonband um. Es dichtet besser ab, verhindert Abrieb und erleichtert das Absteigen. Wenn es sich um ein Aluminiumrohr handelt, explodiert die Klebeverbindung häufig. Suchen Sie nach / _ \ H_f von wasserfreiem AlF3. Der ganze Spaß ist in den Fußnoten.