Waarom zijn edelgassen stabiel

Eigenlijk is het niet nodig om diep in kwantummechanica. Er zijn verschillende redenen waarom edelgassen stabiel zijn (zoals gassen bij kamertemperatuur).

Allereerst is er de voor de hand liggende volledige valentieschil. Trend in het periodiek systeem maakt duidelijk dat de lading van de kern in elke periode van links naar rechts groeit. De aantrekkingskracht naar de elektronen toe neemt daardoor toe. (Dit geldt ook van boven naar beneden.) Elektronen in lagere orbitalen ($ n < \ text {period} $) beschermen nu de lading van de kern. Dit zal gedurende de hele periode ongeveer hetzelfde zijn. (De orbitalen krimpen ook als gevolg van een hogere lading van de kern.) Bij edelgassen is de valentieschil volledig gevuld, wat een behoorlijk goed schild vormt voor de volgende schil. Ook de toename van het hoofdkwantumgetal betekent een aanzienlijke toename van het energieniveau van de volgende orbitaal. Dit maakt het onwaarschijnlijk dat een edelgas een ander elektron accepteert.

Door de hoge lading van de kern is het ook niet eenvoudig om een elektron uit een orbitaal te verwijderen. Dit is echter mogelijk vanaf (minimaal) Argon. Bijvoorbeeld: $ \ ce {HArF} $ is stabiel in een matrix bij kamertemperatuur. Het heeft een sterke covalente $ \ sigma $ binding ($ \ ce {H \ bond {-} Ar +} $) en een niet zo sterke ionische binding ($ \ ce {[HAr] + \ cdots F -} $). Krypton doet al een aantal mooie chemie, die stabiel is bij kamertemperatuur. Zoals oom Al heeft opgemerkt, staat Xenon bekend om zijn reactiviteit.

Maar waarom de plotselinge verandering? Het is redelijk intuïtief dat de maximale elektronendichtheid voor elke orbitaal met een toenemend hoofdkwantumgetal ook verder van de kern verwijderd is. Dat maakt de valentieschil zeer goed polariseerbaar. Ook worden de elektronen beter afgeschermd door de voorgaande schillen. Het natuurlijke voorkomen van deze elementen zijn echter als (homonucleaire) gassen.

Als je deze elementen echter in nauw contact met elkaar brengt, bleek dat ze een zeer kleine dissociatie-energie hebben ($ D_e < 1 ~ \ text {meV} $). Dit komt door dispersie en van der Waals Forces, de belangrijkste interactie tussen deze elementen. In $ \ ce {He2} $ werd echter geen bindende modus waargenomen (onmiddellijke dissociatie).

Maar dat geeft nog steeds geen antwoord, waarom die elementen stabiel zijn als gassen, zoals aangegeven dat er in feite aantrekkelijke krachten. De reden is zo simpel als duidelijk: entropie. Als twee edelgassen een molecuul / adduct zouden vormen, zou de binding / associatie-energie van dit molecuul het verlies aan entropie moeten compenseren (twee volume-elementen zouden één worden, dus het gas zou moeten expanderen om de eerder ingenomen ruimte te bedekken, wat werkenergie vereist).

De uitleg door tschoppi omvat ook waarom er vanuit MO-standpunt geen band zou kunnen bestaan in $ \ ce {He2} $. Ga je gang en stel jezelf de vraag of dit waar zou zijn voor $ \ ce {He3} $. We weten ook dat orbitale overlapping slechts één onderdeel van de waarheid is. Er zijn er nog veel meer. Zonder zoiets aardigs als dispersie en andere zwakke chemische interacties zouden we niet bestaan.

Opmerkingen

• Het meervoud van gas is gassen. " Gassen " is een vorm van het werkwoord " gas geven ", dwz om gas uit te stoten.

Ze zijn stabiel omdat de energie is lager. (Ah, het universele antwoord op elk scheikundig probleem!)

Laat me uitweiden: als edelgassen zouden voorkomen als diatomische elementen, zou de energie lager moeten zijn in vergelijking met hun monoatomaire vorm. Maar als je de atomaire orbitalen van de bindingspartners combineert met de moleculaire orbitalen (MO-LCAO), vul je de elektronen in alle MOs in, zowel de binding als de antibindende MOs.

Omdat antibindende orbitalen meer antibindend zijn dan bindende orbitalen die binden , wordt de algehele energie van de verbinding verhoogd. Dit is dus een toestand die het systeem liever vermijdt, waardoor je mono-atomaire elementen krijgt.

Opmerkingen

• Vanwege de verspreiding in Londen wordt het molecuul $ \ ce { He2} $ is enigszins hecht, dus ik denk dat dit antwoord niet helemaal correct is.
• @Martin: heb je het over intramoleculaire, naburige Londense verspreiding? Kunt u een verwijzing geven naar uw verklaring?
• Ik vond het bij toeval in dit geweldige leerboek over kwantumchemie van Ira N. Levine . Hij verwijst echter naar Moleculaire spectra en moleculaire structuur, IV. Constants Of Diatomic Molecules, KP Huber G. Herzberg .

http://chemistry.about.com/od/noblegasfacts/a/Noble-Gas-Compounds.htm
Edelgassen zijn reactief. Hieronder volgen enkele voorbeelden,

Opmerkingen

• Ik citeer de website waarnaar u linkt: " Helium, neon, argon, krypton, xenon, radon hebben volledige valentie-elektronenschillen, dus ze zijn zeer stabiel. " Ze ' zijn niet zo reactief als bijvoorbeeld zuurstof. Je hebt een hoge druk nodig om deze verbindingen te krijgen.
• Xenondifluoride wordt gevormd uit de elementen onder lage druk met UV-licht, J. Am. Chem. Soc., 184 (23) 4612 (1962). Xe reageert met PtF6 als een schot, op een vacuümlijn of bij 77 kelvin in vloeibare SF6, doi: 10.1016 / S0010-8545 (99) 00190-3
• It ' is zeker waar dat edelgasverbindingen ' t volledig inert zijn, maar het ' is ook zeker waar dat ze onder de meeste omstandigheden erg inert zijn. Hoewel informatief, zonder context, is dit antwoord een beetje misleidend.
• Omwikkel de pijpdraad met teflontape voordat je ze aan elkaar vastschroeft. Het sluit beter af, voorkomt vreten en vergemakkelijkt het afstappen. Als het een aluminium buis is, explodeert de getapete verbinding vaak. Zoek de / _ \ H_f van watervrije AlF3 op. Al het plezier staat in de voetnoten.