Varför får elektronerna lägre energi i en metallbildning?

Jag tror inte att det går att ge något bra svar på denna fråga utan att börja diskutera kvantkemi. Har ni pratat om begrepp som bindande och antibindande molekylorbitaler?

naytte skrev:

Jag tror inte att det går att ge något bra svar på denna fråga utan att börja diskutera kvantkemi. Har ni pratat om begrepp som bindande och antibindande molekylorbitaler?

Nej, dock har vi gått igenom orbitaler. 

naytte skrev:

Jag tror inte att det går att ge något bra svar på denna fråga utan att börja diskutera kvantkemi. Har ni pratat om begrepp som bindande och antibindande molekylorbitaler?

Hej! Nu har jag kollat på någon yt-video på engelska om bindande och antibindande molekylorbitaler. Detta är det jag förstår än så länge (rätta mig gärna om jag har fel)

det finns två olika mo: bindande mo och antibindande mo 

Jag pausade efter han i yt-videon började räkna så jag kan ha missat någonting. Detta handlar om molekylbindningar , men en metallbildning är väl ingen molekylbindning? Skulle det vara en molekylbindning skulle jag kunna anta (efter den yt-videon) att det är en bindande mo och därför får elektronerna lägre energi. 

Förlåt om jag är tjatig nu, jag blev väldigt investerad i min fråga. 

Stort tack för hjälpen!!

Tyvärr skriver Skolverket i sina kommentarer till ämnesplanen i kemi att man ska använda Bohrs atommodell. Den kan fungera hyfsat bra för att diskutera egenskaper hos grundämnena mellan väte och kalcium, men inte mer än så.

Tittar man på period 3 där man har tre metaller i början av perioden - natrium, magnesium och aluminium, så skulle jag använda en förklaring som grundar sig på Coulombs lag:

$F = k \cdot \dfrac{q_e \cdot q_{kärna eff}}{r^2}$

där $q_e$ är laddningen hos elektronerna i valensskalet och $q_{kärna eff}$ är den laddningen som elektronerna "känner av", en del av laddningen skärmas av elektronerna i de inre skalen.

Natrium har en elektron i valensskalet och kärnans laddning är 11 medan det är 2+8 elektroner i K- och L-skalen. Atomradien är 160 pm. Om vi antar att $k = 1$ och natriumatomens radie $r = 1$ (tar det som en enhet) och kärnans effektiva laddning är 2, så får vi attraktionskraften

$F = 1 \cdot \dfrac{-1 \cdot (+1)}{1^2} = -1$.

Nu kan man titta på magnesium - två elektroner i valensskalet, kärnans laddning är 12 och den skärmas av 2+8 elektroner i de inre skalen. Magnesiumatoms radie är 140 pm, eller 0,875 av natriumatoms radie.

De elektriska attraktionskrafterna är då:

$F = 1 \cdot \dfrac{-2 \cdot (+2)}{0.875^2} = -5.2$

Alltså är attraktionskraften mellan elektronerna i magnesium och stommen ungefär 5 gånger starkare än hos natrium.

Nu kan vi ta aluminium - samma resonemang, tre elektroner i valensskalet ock kärnansladdning är 13 som skärmas av 10 elektroner. Aluminiumatoms radie är 124 pm, eller 0.775 av natriumatoms radie. Attraktionskraften är

$F = 1 \cdot \dfrac{-3 \cdot (+3)}{0.775^2} = -15.0$

Alltså bör attraktionskrafterna mellan valenselektronerna och atomens stomme i aluminium vara ca 15 gånger starkare än för aluminium.

När förstörs metallbindningen i metallerna? När de får koka...

Kokpunkten för

natrium 883 C,

magnesium 1091 C,

aluminium 2470 C.

Det stämmer då med att attraktionskrafter blir starkare i serien Na-Mg-Al.

Starkare attraktionskrafter → lägre energi.

Resonemanget är inte 100% exakt, men det verkar stämma för det område där Bohrs atommodell kan vara relevant. Avskärmningen av atomkärnans laddning är väldigt grovt uppskattad, Moseley hade exaktare värden när han byggde en liknande modell 1914. Det finns dock inte mera utrymme för exaktare resonemang i kemi nivå 1.