Valenselektroner

Man måste studera en del grundläggande kvantkemi  för att förstå detta. Problemet är att skalmodellen är en beskrivning av verkligheten som inte är helt korrekt. I verkligheten finns det inga elektronskal, utan elektronerna är fördelade över s.k. orbitaler som man brukar kalla s, p, d och f. 

Ädelgaserna har fyllt sina yttersta s och p-orbitaler, vilka totalt rymmer 2+6=8 elektroner. Eftersom dessa orbitaler är fyllda blir ämnet inte särskilt reaktivt.

Kollar man t.ex. på xenon så finns dess valenselektroner i fyllda 5s och 5p-orbitaler. Lägger man till ytterligare elektroner till den atomen kommer de fylla 6s-orbitalen och starta ett nytt ”valensskal”, de går alltså inte in i 5d-orbitalerna och fortsätter fylla på från 8 till 9 valenselektroner. Detta beror på att 6s ligger lägre i energi än 5d. Då har man plötsligt en ensam valenselektron som lätt kan avges (detta motsvarar strukturen hos cesium). När man sedan fortsätter att fylla på med elektroner så börjar atomen fyllas på ”underifrån” när 6s är fyllda. Då börjar man fylla elektronskalet under som motsvarar 5d. Då får man först en atom med två valenselektroner och nio elektroner i skalet under valensskalet (ämnet lantan). 

Så för att sammansatta lite förenklat kan man säga att ett skal rymmer åtta elektroner om det är ett valensskal, men fler elektroner om det inte är ett valensskal.

Okej då förstår jag ungefär. Men är det detta som spelar roll i grupp 10. Jag har läst att alla atomer i samma grupp har lika många valenselektroner. Men i grupp 10 har dem ju inte det. Har det också med orbitaler att göra? Tycker att orbitaler är ganska krångligt.... 

Ja, det har med orbitaler att göra. Det finns inget enkelt sätt att förutspå antalet valenselektroner för grupp 3-12 som brukar kallas övergångsmetaller. Problemet är att de yttersta s och d-orbitalerna ligger nära varandra energimässigt. I vissa ämnen ligger den ena högre än den andra och i andra ämnen är det omvänt. Der beror bland annat på att energiförhållandena ändras då man lägger till fler protoner i kärnan. 

Man behöver en kraftfull dator för att kunna simulera hur energförhållandena ser ut. I princip så gör man det omvända, dvs man gör experiment och tar reda på hur många valenselektroner ett ämne har och drar sedan slutsatser om vilka orbitaler som har högst energi utifrån det.

Okej tack! Och sedan har jag bara en sista fråga. Varför säger man att Ru som exempel är en ädelmetall och inte reagerar kraftigt när den bara har en elektron i sitt yttersta skal och varför ligger den ej då i grupp 1 då den också har 1 valenselektron, eller har den då egentligen fler om man ser till orbitaler? 

Alla ämnen i grupp 1 har en valenselektron, men alla ämnen med en valenselektron ligger inte i grupp 1… Silver och koppar är två andra exempel på ämnen som har en ensam valenselektron.

Om man kollar på rutenium som mycket riktigt är en ganska inert ädelmetall så har den en ensam valenselektron. Faktum är att alla ämnen i den delen av periodiska systemet (silver, guld, platina m.fl. ädelmetaller finns i samma område i systemet) är ädelmetaller. Det beror på att de har ganska välfyllda d och f-orbitaler, men dessa skärmar inte av de yttre valenselektronerna i s-orbitalen särskilt effektivt. Det gör att dessa elektroner känner av en större kärnladdning än andra atomer gör relativt sett. Det innebär att valenselektronerna binds starkare för dessa ämnen än vad de ”borde” göra.

Ytterligare en faktor som blir ännu mer påtaglig för de tyngre och ädlaste metallerna som guld, är det man brukar kalla för relativistisk effekt. För dessa ämnen innehåller atomkärnorna så många protoner att elektronerna måste röra sig väldigt fort för att inte kollapsa in i kärnan. När elektronerna rör sig fort börjar relativistisk fysik spela roll, vilket gör att elektronerna beter sig som om de vore tyngre. Då kommer bindningsavståndet mellan kärna och valenselektroner att bli kortare, vilket gör att de binds extra starkt till kärnan. Detta är en förklaring till att dessa ämnen är väldigt ädla. Det är också det som är förklaringen till att kvicksilver är flytande - dess valenselektroner delas helt enkelt inte lika lätt så metallbindningen blir ganska svag.

Tror du detta kan komma på ett prov i kemi 1? Känns som att det är lite överkurs men vi ska ändå lära oss om orbitaler... men vad menar du med att de välfyllda d och f orbitalerna inte skärmar av de yttre valenselektronerna i s orbitalen? 

Det är definitivt överkurs för kemi 1, så du behöver inte vara orolig för att det dyker upp på ett prov.

d och f-orbitaler ligger ganska långt inne i atomen. Om de hade legat närmre orbitalerna längre ut där valenselektronerna befinner sig hade de repellerat varandra starkare. Om du går från vänster till höger i periodiska systemet så ökar det ju med en proton och en elektron för varje ämne. Protonerna i kärnan attraherar elektronerna, men elektronerna repellerar varandra. I den del av periodiska systemet där ädelmetallerna befinner sig är attraktionen oproportionerligt stor mot repulsionen jämfört med hos andra ämnen.  

Så att de yttre elektronerna i silver o guld mm attraherar starkare till kärnan än andra atomer? Och i andra atomer så repellerar elektronerna varandra mer då de ligger närmare varandra än vad de gör i silver e.t.c? Har jag förstått då? 

Ja precis

Och jag har lärt mig att s orbitalen är den innersta och d och f är yttre? Tänker att k skalet innehåller ju en s orbital på den lägsta energinivån? 

Det finns flera s-orbitaler i en atom. De har formen av en sfär runt kärnan. Den s-orbital som motsvarar K-skalet ligger närmst kärnan. Den s-orbital som motsvarar L-skalet ligger som ett hölje runt den första s-orbitalen osv.

Aha okej tack! Så himla snällt att ta din tid till att förklara detta för mig!