Beste Antwort
Im gesamten Periodensystem weisen nicht volle Unterschalen Zwischenstrukturen auf, die nicht dem Aufbau folgen Ablagestruktur. Sie unterscheiden sich in 3D.
Sie können dies im elektromagnetischen Spektrum sehen. Die F-Schale sollte 14 Steckplätze (7 Paare) füllen. Bei 8 äußeren Elektronen weist das Spektrum eine Vielzahl von Linien auf.
Bei 9 äußeren Elektronen fällt das Spektrum auf einige wenige ab Zeilen.
Aufbau fehlt also eindeutig etwas Grundlegendes. Es sollte nur ein weiterer Satz von Zeilen sein, wenn eine Unterschale wirklich von 1 bis 14 gefüllt wird (3 bis 16, wenn Sie die S-Unterschale 2 einschließen), keine dramatische Änderung von 8 auf 9 in der Mitte.
Normalerweise besteht die S-Schale aus zwei Elektronen (denken Sie an die axialen anisotropen „Pole“ mit schwacher Kraft, daher nur Wasserstoff und Helium in der 1. Schale) in 3D. Dann füllen sich p-, d-, f- in verschiedenen Abständen (und Neigungswinkeln in zwei Hemisphären – Pauli-Paaren), wodurch die Gruppen derselben Energie erzeugt werden, die als Unterschalen bekannt sind. Es gibt jedoch eine andere Position am Äquator, an der drei (3) Elektronen für einige Zwischenstrukturen passen, wie Ihre Frage.
Als solche habe ich die 5s in 2 m (nukleoMagentische Achse), 3 Äq (äquatorial) aufgeteilt. weil sie tatsächlich unterschiedliche Energieniveaus haben. Das aktuelle System erkennt nur s-, d-, f-, p-, sodass sie keinen fünften Platzhalter haben, und verwendet fälschlicherweise den verfügbaren Platz. Es gibt eine äquatoriale Unterschale mit bis zu 3 Elektronen (außer 4 in XF4), die NICHT in vollen Schalen erscheint.
Wenn ein am Äquator gesetztes Elektron 4 erreicht, ist es nicht 120 (360 / 3) Längsgrade entfernt (die andere Seite, also schwache Abstoßungen innerhalb der Unterschale), aber bei Längenunterschieden von 90 (360/4) Grad fällt die Energie besser in zwei Paare auf jeder Halbkugel und verbindet d-, f-, p-Unterschalen.
Sie werden diese 5 (2 + 3) an vielen Stellen sehen, auch in kleineren Unterschalen. Ich drücke weiter darauf, dass die elektrische Leitfähigkeit (Widerstand) extrem stark mit dieser 1, 2, 3-Füllung korreliert. Die höchste elektrische Leitfähigkeit ist in Spalte 11 (Kupfer, Aluminium, Gold) angegeben. Die 2eq-Spalte 10 ist die zweithöchste elektrische Leitfähigkeit und die 1eq-Spalte 9 ist die dritthöchste elektrische Leitfähigkeit. Diese Spalte ist jedoch eindeutig besser als 2 + 6 + 3, wird jedoch in Ihrer Tabelle fälschlicherweise als 5s, 6f oder als 2s, 9f angezeigt.
Antwort
Die kurze Antwort lautet dass es eine komplizierte Reihe von Wechselwirkungen zwischen den Elektronen und dem Kern sowie zwischen den Elektronen selbst gibt. Dies erzeugt letztendlich eine Elektronenkonfiguration.
Wenn man sich entlang der Elemente bewegt, ähnelt das Muster in Elektronenkonfigurationen dann einer Flugbahn. Es kann ein bisschen Turbulenzen auf dem Weg geben, aber nach jeder oder zwei Unebenheiten kehrt die Flugbahn zur Normalität zurück.
Einige der Unebenheiten werden durch die Tatsache verursacht, dass in den d- und f-Blöcken voll oder halb gefüllte Unterschalen werden so attraktiv, dass es ein bisschen unwürdig sein kann, zu solchen Konfigurationen zu gelangen. So geht beispielsweise Chrom gerne vor sich selbst und nimmt eher eine 3d5 4s1-Konfiguration als die erwartete 3d4 s2 an. Relativistische Effekte können eine Rolle spielen. Somit ist Lr 7p1 7s2 und nicht das erwartete 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) erreichen die gleiche halbgefüllte Konfiguration wie Gd + 3 (f7).
Siehe: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskau (auf Russisch), p. 118)