Může mít atom více než 8 valenčních elektronů? Pokud ne, proč je 8 limit?

Aktualizace 27. 10. 2017

[POZNÁMKA: Moje dřívější notace- soustředěná odpověď, beze změny, je pod touto aktualizací.]

Ano. Zatímco oktet valenčních elektronů vytváří pro většinu atomů mimořádně hluboké energetické minimum, je to jen minimum, nikoli zásadní požadavek. Pokud existují dostatečně silné kompenzační energetické faktory, mohou i atomy, které silně preferují oktety, vytvářet stabilní sloučeniny s více (nebo méně) než 8 valenčními elektrony skořápky.

Nicméně stejné vazebné mechanismy, které umožňují vznik valenční skořápky větší než 8 také umožňují alternativní strukturní interpretace takových skořápek, většinou v závislosti na tom, zda jsou takové vazby interpretovány jako iontové nebo kovalentní. Manishearthova vynikající odpověď zkoumá tento problém mnohem podrobněji než já tady.

Hexafluorid sírový, $ \ ce {SF6} $, poskytuje nádherný příklad této nejednoznačnosti. Jak jsem popsal schematicky ve své původní odpovědi, centrální atom síry v $ \ ce {SF6} $ lze interpretovat jako buď:

(a) Atom síry, ve kterém bylo všech 6 jeho valenčních elektronů plně ionizovaný pryč šesti atomy fluoru, nebo

(b) atom síry se stabilním, vysoce symetrickým 12-elektronovým valenčním obalem, který je vytvořen a stabilizován šesti oktaedrálně umístěnými atomy fluoru, z nichž každý je kovalentně sdílí elektronový pár s centrálním atomem síry.

I když jsou obě tyto interpretace věrohodné z čistě strukturálního hlediska, ionizační interpretace má vážné problémy.

První a největší problém je že plně ionizující všech 6 sírových valenčních elektronů by vyžadovalo energetické hladiny, které jsou nereálné („astronomická“ by mohla být výstižnějším slovem).

Druhým problémem je stabilita a čistá oktaedrická symetrie $ \ ce {SF6} $ silně naznačuje, že 12 elektronů kolem atomu síry dosáhlo stabilního, dobře definované energetické minimum, které se liší od jeho obvyklé oktetové struktury.

Oba body naznačují, že jednodušší a energeticky přesnější interpretace sirného valenčního pláště v $ \ ce {SF6} $ je, že má 12 elektronů v stabilní konfigurace bez oktetu.

Všimněte si také, že pro síru toto 12-elektronové stabilní energetické minimum nesouvisí s větším počtem valenčních elektronů, které se vyskytují ve skořápkách přechodových prvků, protože síra jednoduše nemá dostatek elektronů pro přístup k těmto složitějším orbitálům. Dvanácti elektronový valenční obal $ \ ce {SF6} $ je místo skutečného ohýbání pravidel pro atom, který téměř za všech ostatních okolností dává přednost oktetu valenčních elektronů.

Proto můj celková odpověď na tuto otázku je jednoduše „ano“.

Otázka: Proč jsou oktety speciální?

Odvrácená strana toho, zda jsou stabilní neoktetové valenční skořápky existuje toto: Proč oktetové skořápky poskytují energetické minimum, které je tak hluboké a univerzální, že celá periodická tabulka je strukturována do řádků, které končí (kromě helia) ušlechtilými plyny s oktetovými valenčními skořápkami?

V Stručně řečeno, důvodem je, že pro jakoukoli energetickou hladinu nad zvláštním případem prostředí $ n = 1 $ (helium) je orbitální sada „uzavřená skořápka“ $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ jedinou kombinace orbitalů, jejichž moment hybnosti jsou (a) všechny vzájemně ortogonální, a (b) pokrývají všechny takové ortogonální možnosti pro trojrozměrný prostor.

Jedná se o toto jedinečné ortogonální rozdělení možností momentu hybnosti v 3D prostor, díky němuž je orbitální oktet $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ obzvláště hluboký a relevantní i v nejvyšších energetických skořápkách. Vidíme o tom fyzický důkaz v nápadné stabilitě vzácných plynů.

Důvodem, proč je ortogonalita stavů momentu hybnosti v atomových měřítcích tak důležitá, je Pauliho vylučovací princip, který vyžaduje, aby každý elektron měl svůj vlastní jedinečný stav. Mít stavy ortogonálního momentu hybnosti poskytuje obzvláště čistý a snadný způsob, jak zajistit silné oddělení stavu mezi elektronovými orbitály, a tak se vyhnout větším energetickým trestům uloženým Pauliho vyloučením.

Pauliho vyloučení naopak vytváří neúplně ortogonální sady orbitalů energeticky podstatně méně atraktivní. Protože nutí více orbitalů sdílet stejný sférický prostor jako plně ortogonální orbitály $ p_x $, $ p_y $ a $ p_d $ oktetu, jsou $ d $, $ f $ a vyšší orbitaly stále méně ortogonální a tak podléhá zvyšování Pauliho vylučovacích energetických pokut.

Závěrečná poznámka

Mohu později přidat další dodatek k vysvětlení ortogonality momentu hybnosti ve smyslu klasických kruhových oběžných drah satelitního typu. Pokud ano, přidám také trochu vysvětlení, proč mají orbitály $ p $ tak bizarně odlišné tvary činky.

(Tip: Pokud jste někdy sledovali, jak lidé vytvářejí dvě smyčky jedno švihadlo, rovnice za takovými dvojitými smyčkami mají neočekávané podobnosti s rovnicemi za $ p $ orbitály.)

Původní 2014-ish odpověď (beze změny) )

Tato odpověď by měla spíše doplnit dřívější odpověď Manishearth soutěžit s tím. Mým cílem je ukázat, jak mohou být pravidla oktetu užitečná i pro molekuly, které obsahují více než obvyklý doplněk osmi elektronů v jejich valenčním prostředí.

Říkám tomu donační notace a pochází z doby mé střední školy dny, kdy se žádná z chemie textů v mé maloměstské knihovně neobtěžovala vysvětlit, jak tyto kyslíkové vazby fungovaly v aniontech, jako jsou uhličitany, chlorečnany, sírany, dusičnany a fosfáty.

Myšlenka této notace je jednoduchý. Začnete zápisem elektronové tečky a poté přidáte šipky, které ukazují, zda a jak si ostatní atomy každý elektron „vypůjčují“. Tečka se šipkou znamená, že elektron „patří“ hlavně atomu v základně šipky, ale je používán jiným atomem k doplnění oktetu atomu. Jednoduchá šipka bez tečky označuje, že elektron účinně opustil původní atom. V takovém případě elektron již není vůbec připojen k šipce, ale místo toho je zobrazen jako zvýšení počtu valenčních elektronů v atomech na konci šipky.

Zde jsou příklady použití kuchyňské soli (iontové) a kyslíku (kovalentní):

Upozornění že iontová vazba $ \ ce {NaCl} $ se ukazuje jednoduše jako šipka, což naznačuje, že „daroval“ svůj nejvzdálenější elektron a upadl zpět do svého vnitřního oktetu elektronů, aby uspokojil své vlastní dokončovací priority. (Takové vnitřní oktety jsou nikdy nezobrazeno.)

Kovalentní vazby se vyskytují, když každý atom přispívá k vazbě jedním elektronem. Dárcovská notace ukazuje oba elektrony, takže kyslík dvojnásobně vázaný končí se čtyřmi šipkami mezi atomy.

Dárcovská notace však ve skutečnosti není nutná pro jednoduché kovalentní vazby. Je určen spíše pro ukázku toho, jak vazba funguje v aniontech. Dva úzce související příklady jsou síran vápenatý ($ \ ce {CaSO4} $, lépe známý jako sádra) a siřičitan vápenatý ($ \ ce {CaSO3} $, běžný konzervant potravin). ):

V těchto příkladech se vápník daruje převážně iontovou vazbou, takže jeho příspěvek Stává se párem šipek, které darují dva elektrony do jádra aniontu a doplňují oktet atomu síry. Atomy kyslíku se pak připojí k síře a „půjčují“ si celé páry elektronů, aniž by na oplátku něco přispěly. je hlavním faktorem, proč může existovat více než jeden aniont pro prvky, jako je síra (sírany a siřičitany) a dusík (dusičnany a dusitany). Jelikož atomy kyslíku nejsou potřebné k tomu, aby centrální atom vytvořil plný oktet, je je možné, že některé z dvojic v centrálním oktetu zůstanou nepřipojené. To má za následek méně oxidovaný anio jako jsou siřičitany a dusitany.

Nakonec je nejednoznačnějším příkladem hexafluorid sírový:

Obrázek ukazuje dvě možnosti. Mělo by se $ \ ce {SF6} $ modelovat tak, jako by síra byla kovem, který se vzdá všech svých elektronů hyperaktivním atomům fluoru (možnost a), nebo jako případ, kdy oktetové pravidlo ustoupí slabšímu, ale stále funkční 12-elektronové pravidlo (možnost b)? I dnes existuje nějaká diskuse o tom, jak by se s takovými případy mělo zacházet. Notace darování ukazuje, jak lze v takových případech použít oktetovou perspektivu, i když v takových extrémních případech nikdy není dobré spoléhat se na aproximační modely prvního řádu.

2014-04-04 Update

Nakonec, pokud vás už unavují tečky a šipky, a toužíte po něčem blíže standardní notaci valenční vazby , tyto dvě ekvivalence přijdou vhod:

Horní přímá ekvivalence je triviální, protože výsledná čára má stejný vzhled a význam jako standardní kovalentní vazba organické chemie.

Druhá notace u-bond je nová. Vynalezl jsem to z frustrace na střední škole v 70. letech (ano, jsem starý), ale nikdy jsem s tím v té době nic neudělal.

Hlavní výhodou notace u-bond je, že vám umožňuje prototypovat a hodnotit nestandardní vazebné vztahy při použití pouze standardních atomových valencí. Stejně jako u přímé kovalentní vazby představuje čára, která tvoří u-vazbu, jediný pár elektronů. V u-vazbě je to však atom ve spodní části U, který daruje oba elektrony v páru. Tento atom z dohody nic nevydělá, takže žádná z jeho vazebných potřeb není změněna ani uspokojena. Tento nedostatek dokončení vazby je reprezentován absencí jakýchkoli konců řádků na této straně u-vazby.

Žebrácký atom v horní části U začne používat oba elektronů zdarma, což zase znamená, že jsou splněny dvě potřeby valenční vazby. Notačně se to odráží ve skutečnosti, že oba konce řádků U jsou vedle tohoto atomu.

Jako celek atom ve spodní části u-vazby říká „I don „Nelíbí se mi to, ale pokud jste to zoufalí pro pár elektronů a pokud slíbíte, že zůstanete velmi blízko, nechám vás zapadnout na pár elektronů z mého již dokončeného oktet. „

Oxid uhelnatý a jeho zmatení“ proč má uhlík najednou valenci dvou? “ struktura pěkně ukazuje, jak u-vazby interpretují takové sloučeniny z hlediska tradičnějších čísel vazeb:

Všimněte si, že dvě uhlíkové vazby jsou rozlišeny standardními kovalentními vazbami s kyslíkem, zatímco zbývající dvě vazby uhlíku jsou vyřešeny tvorbou u- vazba, která umožňuje uhlíku žebráka „sdílet“ jeden z elektronových párů z již plného oktetu kyslíku. Uhlík končí čtyřmi konci čar, které představují jeho čtyři vazby, a kyslík končí dvěma. Oba atomy tedy mají uspokojena standardní čísla vazeb.

Další jemnější pohled z tohoto obrázku je, že jelikož u-vazba představuje jeden pár elektronů, kombinace jedné u-vazby a dvou tradičních kovalentních vazeb mezi atomy uhlíku a kyslíku zahrnuje celkem šest elektronů, a mělo by tedy mít podobnosti s trojelektronovou vazbou šesti elektronů mezi dvěma atomy dusíku. Tato malá předpověď se ukazuje jako správná: molekuly dusíku a oxidu uhelnatého jsou ve skutečnosti homology elektronové konfigurace, jejichž důsledkem je, že mají téměř totožné vlastnosti fyzikální chemie.

Níže je několik dalších příkladů toho, jak může notace u-bond způsobit, že aniony, sloučeniny vzácných plynů a zvláštní organické sloučeniny vypadají trochu méně záhadně:

Komentáře

• Lituji, že musím učinit kritický komentář k tak vysoce hodnocenému odpověď, ale nejde o odpověď na otázku, ale spíše o alternativní grafické znázornění rezonančních struktur.
• Musím sekundovat @Eric ‚ komentář. Je politováníhodné, že jde o tak vysoce hlasovanou odpověď, která propaguje koncept, který je příliš jednoduchý. Zejména po aktualizaci nemá “ u “ notace pro oxid uhličitý žádný smysl. Toto je velmi komplikovaná molekula a takzvaná “ u vazba “ je k nerozeznání od tradiční vazby.
• @TerryBollinger Příkladem atomu, který má více než 8 valenčních elektronů, je přechodný kov. Mezi další patří aktinidy a lanthanoidy. Opravdu nepotřebujeme ‚ vesmír 4D, abychom měli atomy s více než 8 valenčními elektrony.
• Vlastně nemohu uvěřit, že se tato odpověď ještě zhoršila. byl. Ve vašem případě elektronové valence 12 musíte také zahrnout předpoklad pro to: mít elektrony v d-orbitálech síry; což bylo několikrát vyvráceno. (Rozšířený oktett, hypervalence pojmenovat spouštěcí slova.) Navíc je naprosto zbytečné popisovat vazby tímto způsobem, stejně jako rezonance, a kombinace vazeb 3c2e a 3c4e je také zbytečná berle, ale alespoň to ‚ není úplně špatně. Vazby mohou mít kovalentní a iontové příspěvky.
• V současné době existují alespoň tři odpovědi, které to již dělají. Bohužel nejsou napsány tak klamně jednoduché jako vaše, protože to prostě není tak jednoduché, jak uvádíte. Právě takové odpovědi udržují odhalené vědecké mýty naživu. Jediným způsobem, jak bojovat, je říct vám: Mýlíte se.

Ano, může. Máme molekuly, které obsahují „atomy superoctetů“. Příklady:

$ \ ce {PBr5, XeF6, SF6, HClO4, Cl2O7, I3-, K4 [Fe (CN) 6], O = PPh3} $

Téměř všechny koordinační sloučeniny mají superoctet centrální atom.

K tomu jsou náchylné i nekovy od 3. období.Halogeny, síra a fosfor jsou opakovanými pachateli, zatímco všechny sloučeniny vzácného plynu jsou superoctet. Síra tedy může mít valenci +6, fosfor +5 a halogeny +1, +3, +5 a +7. Všimněte si, že se stále jedná o kovalentní sloučeniny – valence platí také pro kovalentní vazby.

Důvod, proč to obvykle není vidět, je následující. V podstatě to odvodíme z vlastností atomové orbitaly .

Podle principu aufbau se elektrony zaplňují na těchto orbitalech pro období $ n $:

$ n \ mathrm {s}, (n-2) \ mathrm {f}, (n-1) \ mathrm {d}, n \ mathrm {p} $

(Teoreticky byste před $ \ mathrm {f} $ měli $ (n-3) \ mathrm {g} $ atd. Ale zatím nemáme atomy s těmito orbitaly)

Nyní je nejvzdálenější shell $ n $. V každém období existuje pouze osm slotů k vyplnění tohoto shellu podle principu Aufbau – 2 v $ n \ mathrm {s} $ a 6 v $ n \ mathrm {p} $. Jelikož naše periodická tabulka tento princip do značné míry dodržuje, nevidíme obvykle žádné atomy superoctetů.

Ale orbitály $ \ mathrm {d, f} $ pro tento shell stále existuje (jako prázdné orbitaly) a lze jej v případě potřeby vyplnit. Pod pojmem „existují“ mám na mysli, že mají dostatek energie na to, aby je bylo možné snadno naplnit. Výše uvedené příklady se skládají z centrálního atomu, který vzal tyto prázdné orbitaly do své hybridizace, čímž vznikl druh superoctet (protože kovalentní vazby přidávají každý elektron).

Připravil jsem periodickou tabulku s skořápky označené. Použil jsem písmena skořepiny místo čísel, aby nedošlo k záměně. $ K, L, M, N $ odkazují na skořápku 1,2,3,4 atd. Když je výřez tabulky označen „M9-M18“, toto znamená, že první prvek tohoto bloku „vyplní“ devátý elektron ve skořápce M (třetí) a poslední prvek vyplní osmnáctý.

Kliknutím zvětšíte:

_{(derivace tento obrázek )}

Všimněte si, že existuje několik nesrovnalostí, přičemž $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ a spousta dalších, které jsem v tabulce zvlášť neoznačil.

Komentáře

• Cítím povinnost přidat odmítnutí odpovědnosti k takové vysoce hlasované odpovědi. I když se běžně vyučuje jako takový v úvodní chemii, zapojení d-orbitalů do hypervalence není pravda , protože ve skutečnosti není dostatečně nízká na to, aby mohla být naplněna . Gavin Kramar ‚ odpověď na tuto otázku popisuje hypervalenci přesnějším způsobem.

V chemii a obecně ve vědě existuje mnoho způsobů, jak vysvětlit stejné empirické pravidlo. Zde uvádím přehled, který je na kvantovou chemii velmi lehký: měl by být docela dobře čitelný na úrovni nováčka, ale nevysvětlí nejhlubším způsobem důvody existence elektronických skořápek.

„Pravidlo“, které citujete, je známé jako oktetové pravidlo a jednou z jeho formulací je, že

atomy s nízkým obsahem ( Z < 20) atomové číslo má tendenci se kombinovat takovým způsobem, že každý má ve svých valenčních skořápkách osm elektronů

Všimnete si, že nejde konkrétně o maximální valenci (tj. Počet elektronů ve valenčním obalu), ale o preferovanou valenci v molekulách. Běžně se používá k určení Lewisovy struktury molekul.

Pravidlo oktetu však není koncem příběhu. Když se podíváte na vodík (H) a helium (He), uvidíte, že neupřednostňují osm elektronovou valenci, ale dvojelektronovou valenci: H tvoří např. H ₂ , HF, H ₂ O, He (který již má dva elektrony a nevytváří molekuly). Tomu se říká duetové pravidlo . Navíc těžší prvky včetně všech přechodné kovy se řídí příhodně pojmenovaným 18-elektronovým pravidlem když tvoří kovové komplexy. Je to kvůli kvantové povaze atomů, kde jsou elektrony uspořádány v skořápkách : první (pojmenovaný K shell) má 2 elektrony, druhý (L-shell) má 8, třetí (M shell) má 18. Atomy se spojují do molekul tak, že se ve většině případů snaží, aby valenční elektrony zcela vyplňovaly obal.

Konečně existují prvky, které v některých chemických sloučeninách porušují pravidla duet / oktet / 18 elektronů.Hlavní výjimkou je rodina hypervalentních molekul , ve kterém prvek hlavní skupiny nominálně má ve své valenční skořápce více než 8 elektronů. Fosfor a síra jsou nejčastěji náchylné k tvorbě hypervalentních molekul, včetně $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , a tak dále. Mezi další prvky, které se mohou chovat tímto způsobem, patří jód (např. V $ \ ce {IF7} $), xenon (v $ \ ce {XeF4} $) a chlor (v $ \ ce {ClF5} $). (Tento seznam není vyčerpávající.)

odpověď Gavina Kramara vysvětluje, jak mohou takové hypervalentní molekuly vzniknout navzdory zjevnému rozbití oktetu pravidlo.

Komentáře

• Může se jednat o problém s definicí, pokud je žadatel na střední škole nebo čerstvý absolvent. První tři aktuální vydání středoškolských učebnic, které jsem vytáhl z police (AP a začínající chemie), používají definici valenčních elektronů jako “ elektrony v nejvyšší obsazené hlavní energetické úrovni „.
• Všimněte si, že pravidlo 18electron / EAN není vždy dodržováno ‚ .. Paramagnetické, oktaedrické komplexy jej nikdy nesledují . Nemohou ‚ t. Ani čtyřboká / čtvercová planární komplexy. Obvykle se však stále jedná o superoctet.
• @ManishEarth I ‚ jsem velmi znepokojen některými odpověďmi uvedenými v SE, které pokrývají koncepty elektronických struktur. Zajímalo by mě, jestli by bylo užitečné zahájit meta diskusi o tom, jak odpovědět “ proč “ na otázky z roku 1900 ‚ teorie chemické vazby – měla by být odpověď ve smyslu starých chemických pravidel nebo ve smyslu kvantové mechaniky?
• Existují některé molekuly s heliem. Například Helium Hydride.

Něco, co by stálo za to přidat do této diskuse, že mě překvapilo, že bylo zmíněno o takových „hypervalentních“ molekulách, jako je $ \ ce {SF6} $.

Jeden z mých profesorů na univerzitě mě informoval, že společné vysvětlení (že prázdné d-orbitaly jsou prázdné a jsou tedy přístupné) je ve skutečnosti s největší pravděpodobností nesprávná. Toto je staré modelové vysvětlení, které je zastaralé, ale z nějakého důvodu se ve školách neustále vyučuje. Citát z článku Wikipedie o orbitální hybridizaci :

V roce 1990 Magnusson publikoval klíčová práce definitivně vylučující roli d-orbitální hybridizace při vazbě v hypervalentních sloučeninách prvků druhé řady.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Když se skutečně podíváte na čísla, energie spojená s těmito orbitaly je výrazně vyšší než vazebná energie nalezená experimentálně uvnitř molekuly jako $ \ ce {SF6} $, což znamená, že je vysoce nepravděpodobné, že by d-orbitaly byly vůbec zapojeny do tohoto typu molekulární struktury.

Toto nás ve skutečnosti nechává zaseknout se oktetem pravidlo. Protože $ \ ce {S} $ nemůže dosáhnout svých d-orbitalů, nemůže mít ve své valenci více než 8 elektronů (definice valence atd. Viz další diskuse na této stránce, ale podle nejzákladnější definice ano, pouze 8 ). Společným vysvětlením je myšlenka 3-středové 4-elektronové vazby, což je v podstatě myšlenka, že síra a dva fluory o 180 stupňů od sebe sdílejí mezi svými molekulárními orbitaly pouze 4 elektrony.

Jeden způsob, jak to pochopit je uvažovat o dvojici rezonančních struktur, kde je síra vázána kovalentně na jednu $ \ ce {F} $ a iontově na druhou:

$$ \ ce {F ^ {-} \ bond {.. .} ^ {+} SF < – > F-S + \ bond {…} F -} $$

Když průměrujete tyto dvě struktury, zjistíte, že si síra udržuje kladný náboj a že každý fluorid má jakýsi „poloviční“ náboj. Všimněte si také, že síra má v obou strukturách pouze dva elektrony , což znamená, že se úspěšně navázala na dva fluory, zatímco akumuluje pouze dva elektrony. Důvod, proč musí být od sebe vzdálení 180 stupňů, je způsoben geometrií molekulárních orbitalů, která je nad rámec této odpovědi.

Takže, jen pro přehled, jsme spojeni se dvěma fluory k síra akumulující dva elektrony a 1 kladný náboj na síře. Pokud bychom spojili zbývající čtyři fluoridy z $ \ ce {SF6} $ běžným kovalentním způsobem, skončili bychom s 10 elektrony kolem síry. Takže využitím dalšího páru elektronových vazeb 3-střed-4 dosáhneme 8 elektronů (vyplňujících orbitály s a p valence), stejně jako náboj $ + 2 $ na síře a náboj $ -2 $ distribuovaný kolem čtyři fluory podílející se na vazbě 3c4e.(Samozřejmě, všechny fluory musí být ekvivalentní, takže náboj bude ve skutečnosti distribuován kolem všech fluorů, pokud vezmete v úvahu všechny rezonanční struktury.)

Ve skutečnosti existuje spousta důkazů podporují tento styl vazby, nejjednodušší z nich lze pozorovat při pohledu na délky vazeb v molekulách, jako je $ \ ce {ClF3} $ (geometrie T-tvarů), kde dva fluory o 180 stupňů od sebe mají o něco delší vazbu délky k chlóru než ostatní fluory, což naznačuje oslabené množství kovalence v těchto dvou vazbách $ \ ce {Cl-F} $ (v důsledku průměrování kovalentní a iontové vazby).

Pokud zajímají vás podrobnosti o zapojených molekulárních orbitálech, možná si budete chtít přečíst tuto odpověď .

TL; DR Hypervalency opravdu není existují a mít více než $ \ ce {8 e -} $ v nepřechodných kovech je mnohem těžší, než byste si mysleli.

Komentáře

• Jak jsem již zmínil dříve, toto je odpověď zde.

Na tuto otázku může být obtížné odpovědět, protože je několik definic valenčních elektronů. Některé knihy a slovníky definují valenční elektrony jako „elektrony vnějšího obalu, které se účastní chemických vazeb“ a podle této definice mohou mít prvky více než 8 valenčních elektronů, jak vysvětluje F „x.

Některé knihy a slovníky definují valenční elektrony jako „elektrony v nejvyšší úrovni hlavní energie“. Podle této definice by prvek měl pouze 8 valenčních elektronů, protože orbitaly $ n-1 $ $ d $ se vyplní po orbitálech $ n $ $ s $ a poté $ n $ $ p $ orbitaly vyplňují. Takže nejvyšší úroveň hlavní energie, $ n $, obsahuje valenční elektrony. Podle této definice mají všechny přechodné kovy buď 1 nebo 2 valenční elektrony (podle toho, kolik elektronů je v $ s $ vs. $ d $ orbitaly).

Příklady:

• Ca se dvěma $ 4s $ elektrony $ by měly dva valenční elektrony (elektrony ve 4. hlavní energetické úrovni) .
• Sc se dvěma elektrony $ 4s $ a jedním $ 3d $ $ elektron bude mít dva valenční elektrony.
• Cr s jedním elektronem $ 4s $ a pěti $ $ $ $ vyvolených rons bude mít jeden valenční elektron.
• Ga se dvěma elektrony $ 4s $, deseti $ 3d $ $ elektrony a jeden $ 4p $ elektron bude mít tři valenční elektrony.

Podle jiné definice by mohli mít více, protože mají více elektronů „vnějšího obalu“ (dokud není naplněn shell $ d $).

Použití definice „nejvyšší základní energetické úrovně“ pro valenční elektrony vám umožňuje správně předpovědět paramagnetické chování iontů přechodných kovů, protože valenční elektrony ($ d $ elektrony) se ztratí jako první, když přechodný kov vytvoří ion.

Mezi „pravidlem“ a přírodním zákonem je velký rozdíl. „Pravidlo oktetu“ je koncept na přelomu minulého století, který se nějak dokázal dostat do úvodních knih o chemii a nikdy nebyl vykopnut s příchodem moderní kvantové mechaniky. (Nepřímý důkaz: není možné identifikovat jednotlivé elektrony a označit je jako „valenční“ nebo „ne valenční“.)

Proto na základě fyzických důkazů, proč / proč ne, nenaleznete žádnou odpověď. pravidlo, které není založeno na fyzikálních důkazech, bude platit.

Atomy berou svou prostorovou konfiguraci, protože se jedná o elektrostaticky příznivou okolnost, ne proto, že elektrony se využívají jako „sloty“.

Komentáře

• Pravděpodobně se to dostalo dovnitř, protože s konceptem bylo snadné hodně vysvětlit a ‚ t být vyhozen, protože to stále může velmi jednoduchým způsobem vysvětlit a být přitom dostatečně blízko pravdě. I když by nebylo možné identifikovat elektrony , je možné vypočítat orbitaly , tj. elektronové páry a žonglováním s hybridizací a mícháním, přiřazením buď k jádrovým orbitalům nebo valenčním orbitalům , druhý obvykle centrab le na vazbě / atomu a dává řešení typu čtyři za atom.

Proč 8? výše uvedenými odpověďmi se ve skutečnosti neřešilo, a přestože je tangenciální k otázce, je do jisté míry třeba ji zvážit. Obecně, ale ne vždy, atomy reagují a vytvářejí úplné kvantové „skořápky“, přičemž elektrony interagují se všemi svými orbitaly.

Hlavní kvantové číslo ($ n $) určuje maximální azimutální kvantové číslo ($ l $), v tom smyslu, že $ l $ může nabývat hodnot pouze mezi $ 0 $ a $ n-1 $. Pro první řádek tedy $ n = 1 $ a $ l = 0 $. Pro druhý řádek $ n = 2 $, takže $ l = 0,1 $. Ve třetím řádku $ n = 3 $, takže $ l = 0, 1, 2 $.

Azimutální kvantové číslo $ l $ určuje rozsah možných magnetických kvantových čísel ($ m_l $), který leží v rozsahu $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Takže pro první řádek $ m_l = 0 $. Pro druhý řádek, když $ n = 2 $ a $ l = 1 $, pak $ m_l = -1, 0, 1 $.Ve třetím řádku $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Nakonec kvantové číslo rotace $ m_s $ může být buď $ + 1/2 $ nebo $ -1 / 2 $.

Počet elektronů, které mohou vyplnit každý obal, se rovná počtu kombinací kvantových čísel. U $ n = 2 $ je to

$$ \ begin {array} {cccc} n & l & m_l & m_s \\ \ hline 2 & 0 & 0 & +1/2 \\ 2 & 0 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & +1 & +1/2 \\ 2 & 1 & +1 & -1/2 \\ 2 & 1 & 0 & +1/2 \\ 2 & 1 & 0 & -1/2 \\ 2 & 1 & -1 & +1/2 \\ 2 & 1 & -1 & -1/2 \\ \ end {array} $$

pro celkem 8 elektronů.

Čt Druhý řádek obsahuje „organické sloučeniny“, kterých jsou známy miliony, takže ve výuce chemie je často zaujatost zaměřit se na „pravidlo oktetu“. Ve skutečnosti existuje duetové pravidlo pro vodík, helium (a lithium, které dimerizuje v plynné fázi) a „pravidlo 18“ pro přechodné kovy. Tam, kde se věci „šílí“, jsou křemík v chloru. Tyto atomy mohou tvořit úplnou kvantovou skořápku pomocí pravidla oktetu, nebo „rozšiřovat“ své oktety a řídit se pravidlem 18. Nebo situace mezi nimi, například hexafluorid sírový.

Mějte na paměti, toto je hrubé zjednodušení, protože tyto atomové orbitaly se mísí za vzniku molekulárních orbitalů, ale počty atomových orbitalů ovlivňují a přímo korelují s počty výsledných molekulárních orbitalů, takže kombinace atomových kvantových čísel stále poskytuje některé zajímavé informace.

Komentáře

• Zábavný fakt: Lewis nikdy nevytvořil výraz “ Octet pravidlo „. Nazval to jednoduše pravidlem dvou a prohlásil, že pro mnoho prvků se ke spojení používají čtyři elektronové páry.

Podívejme se na periodickou tabulku: v prvním řádku jsou pouze dva prvky: vodík a hélium. Nedodržují pravidlo oktetu. Vodík může mít na valenčním orbitálu pouze maximálně dva elektrony. Ukazuje se, že oktetové pravidlo není výlučné, což znamená, že není jediným pravidlem, které pomáhá pochopit Lewisovu strukturu a elektronovou konfiguraci. Proč tedy používáme pravidlo oktetu?

Každá perioda v periodické tabulce představuje energetickou skořápku atomu. První období představuje skořápku K, první energetickou hladinu, která má pouze s orbitál. Každý orbitál může být naplněn pouze 2 elektrony, oba s kvantovou rotací v opačných směrech. Maximální možný počet elektronů pro první skořápku energetické úrovně K je tedy 2. To se odráží ve skutečnosti, že helium je ušlechtilý plyn, ale obsahuje pouze 2. Druhá skořepina energetické úrovně L má orbitální a další 3 p orbitaly. Ty přidávají až čtyři orbitaly nebo 8 elektronů. Protože se nejčastěji používají prvky ve druhé a třetí periodě, často se používá oktetové pravidlo.

Prvky třetí energetické úrovně jsou velmi podobné. Stále se řídí pravidlem oktetu, protože i když nyní mají 5 d orbitaly, není třeba vyplňovat žádný orbitál. Elektronická konfigurace ukazuje, že 4s jsou vyplněny před 3d, takže nemusí vyplňovat d orbitál, takže se obvykle také řídí pravidlem oktetu. Avšak prvky skořápky třetí energetické úrovně, na rozdíl od prvků druhé řady, (viz Gavin) s reference fir reference) nejsou omezeny na pravidlo oktetu. Mohou tvořit hypervalentní molekuly v určitých případech, kdy použití, které d orbitálně a plní – to není případ všech zjevných hypervalentních molekul, SF6 není hypervalentní, používá slabé iontové vazby a polaritu, ale stále existují hypervalentní molekuly. Vždy bude záležet na tom, který stav je z hlediska elektrostatiky výhodnější.

Ve čtvrté skořápce energetické úrovně jsou zavedeny f orbitaly, ale v tom okamžiku jsme ani zdaleka nebyli plnící, protože nejdříve musíme vyplnit d orbitaly. 5 d orbitalů znamená 10 elektronů, plus osm předchozích z oktetového pravidla, celkem až 18. To je důvod, proč je v periodické tabulce 18 sloupců. Nyní překrývá nové pravidlo, a to je dobře známé 18-elektronové pravidlo, které bylo zmíněno výše. Přechodné kovy se tomuto pravidlu podřizují častěji než ne, i když existují příležitosti, kdy se stále řídí pravidlem oktetu.V tomto okamžiku, s tolika orbitály, které je třeba naplnit, as elektrostatikou hrající roli v elektronické konfiguraci, můžeme získat různé kationty ze stejného prvku s určitými kovy. Proto také nediskutují o počtech oxidačních stavů s přechodnými kovy, jako to dělají s prvními třemi řádky tabulky.

Komentáře

• Vítejte v Chemistry SE, vaše odpověď bohužel nepřispívá ‚ k dřívějším věcem. A vaše vysvětlení SF6 je špatně.