Kan et atom have mere end 8 valenselektroner? Hvis ikke, hvorfor er 8 grænsen?

27-10-2017 Opdater

[BEMÆRK: Min tidligere notation- fokuseret svar, uændret, er under denne opdatering.]

Ja. Selvom en oktet med valenselektroner skaber et usædvanligt dybt energiminimum for de fleste atomer, er det kun et minimum, ikke et grundlæggende Hvis der er tilstrækkelig stærke kompenserende energifaktorer, kan selv atomer, der stærkt foretrækker oktetter, danne stabile forbindelser med mere (eller mindre) end de 8 valensskalelektroner.

De samme bindingsmekanismer, der muliggør dannelse af valensskaller med større end 8 muliggør også alternative strukturelle fortolkninger af sådanne skaller, afhængigt hovedsageligt af, om sådanne bindinger fortolkes som ioniske eller kovalente. Manishearths fremragende svar udforsker dette emne meget mere detaljeret end jeg gør her.

Svovlhexafluorid, $ \ ce {SF6} $, giver et dejligt eksempel på denne tvetydighed. Som jeg skematisk beskrev i mit originale svar, kan det centrale svovlatom i $ \ ce {SF6} $ fortolkes som enten:

(a) Et svovlatom, hvor alle 6 af dets valenselektroner har været fuldt ioniseret væk med seks fluoratomer, eller

(b) Et svovlatom med et stabilt, stærkt symmetrisk 12-elektronvalensskal, der både skabes og stabiliseres af seks octahedralt placerede fluoratomer, der hver kovalent deler et elektronpar med det centrale svovlatom.

Selvom begge disse fortolkninger er plausible ud fra et rent strukturelt perspektiv, har ioniseringstolkningen alvorlige problemer.

Det første og største problem er at fuld ionisering af alle 6 svovlens valenselektroner ville kræve energiniveauer, der er urealistiske (“astronomiske” kan være et mere passende ord).

Et andet spørgsmål er, at stabiliteten og den rene oktaedriske symmetri på $ \ ce {SF6} $ antyder kraftigt, at de 12 elektroner omkring svovlatomet har nået en stabil, godt defineret energiminimum, der adskiller sig fra dens sædvanlige oktetstruktur.

Begge punkter antyder, at den enklere og mere energisk nøjagtige fortolkning af svovlvalensskallen i $ \ ce {SF6} $ er, at den har 12 elektroner i en stabil, ikke-oktetkonfiguration.

Bemærk også, at for svovl er dette 12-elektronstabile energiminimum ikke relateret til det større antal valensrelaterede elektroner set i overgangselementskaller, da svovl simpelthen ikke har nok elektroner til at få adgang til de mere komplekse orbitaler. Den 12 elektronvalensskal på $ \ ce {SF6} $ er i stedet en ægte bøjning af reglerne for et atom, der under næsten alle andre omstændigheder foretrækker at have en oktet med valenselektroner.

Det er derfor, min det samlede svar på dette spørgsmål er simpelthen “ja”.

Spørgsmål: Hvorfor er oktetter specielle?

Bagsiden af, om stabile ikke-oktet valensskaller er eksisterer er dette: Hvorfor giver oktettskaller et energiminimum, der er så dybt og universelt, at hele det periodiske system er struktureret i rækker, der slutter (undtagen helium) med ædle gasser med oktetvalensskaller?

I en nøddeskal, årsagen er, at for ethvert energiniveau over specialtilfældet for $ n = 1 $ skal (helium) er det “lukkede skal” orbitalsæt $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ det eneste kombination af orbitaler, hvis vinkelmomenter er (a) alle indbyrdes ortogonale, og (b) dækker alle sådanne ortogonale muligheder for tredimensionelt rum.

Det er denne unikke ortogonale opdeling af vinkelmomentindstillinger i 3D-plads, der gør $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ orbitaloktet både særlig dyb og relevant selv i de højeste energiskaller. Vi ser det fysiske bevis for dette i de ædle gassers slående stabilitet.

Årsagen til, at vinkelmomenttilstande er ortogonale, er så vigtig i atomskalaer er Pauli-udelukkelsesprincippet, som kræver, at enhver elektron har sin egen unik tilstand. At have ortogonale vinkelmomenttilstande giver en særlig ren og nem måde at tilvejebringe stærk tilstandsseparation mellem elektronorbitaler og dermed undgå de større energistrafier, der pålægges ved Pauli-udelukkelse.

Pauli-udelukkelse gør omvendt ufuldstændigt ortogonale sæt orbitaler væsentligt mindre attraktivt energisk. Fordi de tvinger flere orbitaler til at dele det samme sfæriske rum som det fuldt ortogonale $ p_x $, $ p_y $ og $ p_d $ orbitalerne i oktetten, bliver $ d $, $ f $ og højere orbitaler stadig mindre ortogonale, og således underlagt stigende energisanktioner for Pauli-udelukkelse.

En sidste note

Jeg kan senere tilføje endnu et tillæg for at forklare vinkelmomentortogonalitet i form af klassiske, satellitformede cirkulære baner. Hvis jeg gør det, tilføjer jeg også en smule forklaring på, hvorfor orbitalerne på $ p $ har så bizarre forskellige håndvægtsformer.

(Et tip: Hvis du nogensinde har set folk skabe to sløjfer i et enkelt springtov, ligningerne bag sådanne dobbelte sløjfer har uventede ligheder med ligningerne bag $ p $ orbitaler.)

Original 2014-ish Answer (Uændret )

Dette svar er beregnet til at supplere Manishearths tidligere svar snarere end konkurrere med det. Mit mål er at vise, hvordan oktetregler kan være nyttige, selv for molekyler, der indeholder mere end det sædvanlige komplement af otte elektroner i deres valensskal.

Jeg kalder det donationsnotation, og det går tilbage til min gymnasium dage hvor ingen af kemien i teksterne i mit lillebibliotek gik med at forklare, hvordan disse iltbindinger fungerede i anioner som carbonat, chlorat, sulfat, nitrat og fosfat.

Ideen bag denne notation er simpelt. Du begynder med elektronprototationen og tilføjer derefter pile, der viser, om og hvordan andre atomer “låner” hver elektron. En prik med en pil betyder, at elektronen “hovedsageligt” hører til atomet ved bunden af pilen, men bruges af et andet atom til at hjælpe med at fuldføre atomets oktet. En simpel pil uden prik indikerer, at elektronen har effektivt forladt det oprindelige atom. I så fald er elektronen slet ikke længere knyttet til pilen, men vises i stedet som en stigning i antallet af valenselektroner i atomerne i slutningen af pilen.

Her er eksempler, der bruger bordsalt (ionisk) og ilt (kovalent):

Bemærk at den ioniske binding af $ \ ce {NaCl} $ viser sig simpelthen som en pil, hvilket indikerer, at den har “doneret” sin yderste elektron og er faldet tilbage til sin indre oktet af elektroner for at tilfredsstille sine egne færdiggørelsesprioriteter. (Sådanne indre oktetter er aldrig vist.)

Kovalente bindinger sker, når hvert atom bidrager med en elektron til en binding. Donationsnotation viser begge elektroner, så dobbeltbundet ilt vinder op med fire pile mellem atomerne.

Donationsnotation er dog ikke rigtig nødvendig for enkle kovalente bindinger. Det er mere beregnet til at vise, hvordan binding fungerer i anioner. To nært beslægtede eksempler er calciumsulfat ($ \ ce {CaSO4} $, bedre kendt som gips) og calciumsulfit ($ \ ce {CaSO3} $, et almindeligt fødevarekonserveringsmiddel ):

I disse eksempler donerer calciumet via en hovedsagelig ionbinding, så dens bidrag bliver et par pile, der donerer to elektroner til kernen af anionen og fuldender svovlatomets oktet. Iltatomerne binder sig derefter til svovlet og “låner” hele elektronpar, uden virkelig at bidrage med noget til gengæld. Denne lånemodel er en vigtig faktor i, hvorfor der kan være mere end en anion for grundstoffer som svovl (sulfater og sulfitter) og nitrogen (nitrater og nitrit). Da iltatomer ikke er nødvendige for, at det centrale atom kan etablere en fuld oktet, er det muligt for nogle af parene i den centrale oktet at forblive uafhængige. Dette resulterer i mindre oxideret anio ns såsom sulfitter og nitriter.

Endelig er et mere tvetydigt eksempel svovlhexafluorid:

Figuren viser to muligheder. Bør $ \ ce {SF6} $ modelleres, som om svovlet er et metal, der opgiver alle sine elektroner til de hyper-aggressive fluoratomer (mulighed a), eller som et tilfælde, hvor oktetreglen giver plads til en svagere, men stadig brugbar 12-elektronregel (mulighed b)? Der er noget kontrovers selv i dag om, hvordan sådanne sager skal håndteres. Donationsnotationen viser, hvordan et oktetperspektiv stadig kan anvendes i sådanne tilfælde, selvom det aldrig er en god ide at stole på tilnærmelsesmodeller af første orden i sådanne ekstreme tilfælde.

04-04-2014 opdatering

Endelig, hvis du er træt af prikker og pile og længes efter noget tættere på standardvalensbinding notation , disse to ækvivalenser er nyttige:

Den øverste lige linje ækvivalens er trivielt, da den resulterende linje er identisk i udseende og betydning med den organiske kemis normale kovalente binding.

Den anden u-binding notation er den nye. Jeg opfandt det af frustration i gymnasiet tilbage i 1970erne (ja jeg er så gammel), men gjorde aldrig noget med det på det tidspunkt.

Den største fordel ved u-bindingsnotation er, at den lader dig prototype og vurdere ikke-standardiserede bindingsforhold, mens du kun bruger standard atomiske valenser. Som med den lineære kovalente binding repræsenterer den linje, der danner u-bindingen, et enkelt par elektroner. I en u-binding er det imidlertid atomet i bunden af Uen, der donerer begge elektroner i parret. Atomet får intet ud af aftalen, så ingen af dets bindingsbehov ændres eller opfyldes. Denne mangel på afslutning af bindingen er repræsenteret ved fraværet af en linje, der ender på den side af u-bindingen.

Tiggeratomet øverst i U får brug begge af elektronerne gratis, hvilket igen betyder, at to af dets valensbindingsbehov er opfyldt. Notationsmæssigt afspejles dette af det faktum, at begge linieenderne af U er ved siden af det atom.

Taget som en helhed, atomet i bunden af en u-binding siger “Jeg ved ikke “kan ikke lide det, men hvis du er den desperat efter et par elektroner, og hvis du lover at blive meget tæt ved, vil jeg lade dig låse på et par elektroner fra min allerede afsluttede oktet. “

Kulilte med dets forbløffende” hvorfor har kulstof pludselig en valens på to? ” struktur viser pænt, hvordan u-bindinger fortolker sådanne forbindelser med mere traditionelle bindingsnumre:

Bemærk, at to af kulstofs fire bindinger løses ved hjælp af standard kovalente bindinger med ilt, mens de resterende to kulstofbindinger løses ved dannelsen af en u- binding, der lader tiggercarbonet “dele” et af elektronparene fra ilt, der allerede er fuld oktet. Kulstof ender med fire linieender, der repræsenterer de fire bindinger, og ilt ender med to. Begge atomer har således deres standardbindingstal opfyldt.

En anden mere subtil indsigt fra denne figur er, at da en u-binding repræsenterer et enkelt par elektroner, er kombinationen af en u-binding og to traditionelle kovalente bindinger mellem kulstof- og iltatomerne involverer i alt seks elektroner, og det bør derfor have ligheder med den seks-elektron tredobbelte binding mellem to nitrogenatomer. Denne lille forudsigelse viser sig at være korrekt: nitrogen- og carbonmonoxidmolekyler er faktisk elektronkonfigurationshomologer, hvoraf en af konsekvenserne er, at de har næsten identiske fysiske kemiske egenskaber.

Nedenfor er et par flere eksempler om hvordan u-bindingsnotation kan få anioner, ædelgasforbindelser og ulige organiske forbindelser til at virke lidt mindre mystiske:

Kommentarer

• Jeg beklager at skulle kommentere sådan en højt vurderet svar, men dette er ikke et svar på spørgsmålet, men snarere en missivitet på en alternativ grafisk repræsentation af resonansstrukturer.
• Jeg er nødt til at udskifte @Eric ‘ s kommentar. Det er uheldigt, at dette er et så højt stemt svar, som fremmer et koncept, der er alt for simpelt. Især efter opdateringen giver ” u ” notationen for kuldioxid overhovedet ingen mening. Dette er et meget kompliceret molekyle, og den såkaldte ” u-binding ” kan ikke skelnes fra den traditionelle binding.
• @TerryBollinger Et eksempel på et atom, der har mere end 8 valenselektroner, er et overgangsmetal. Andre inkluderer actiniderne og lanthaniderne. Vi behøver virkelig ikke ‘ et 4D-univers for at have atomer med mere end 8 valenselektroner.
• Jeg kan faktisk ikke tro, at dette svar blev værre, at det oprindeligt var. Med dit 12 elektronvalens tilfælde skal du også inkludere forudsætningen for det: at have elektroner i d-orbitaler af svovl; der er blevet modbevist et par gange. (Udvidet oktet, hypervalens for at navngive triggerordene.) Plus det er absolut unødvendigt at beskrive binding på den måde, ligesom resonans, og kombinationen af 3c2e og 3c4e obligationer er også en unødvendig krykke, men i det mindste at ‘ er ikke helt forkert. Obligationer kan have kovalente og ioniske bidrag.
• Der er i øjeblikket mindst tre svar, der allerede gør det. Desværre er de ikke skrevet så bedragerisk enkle som din, fordi det simpelthen ikke er så simpelt som du præsenterer. Det er svar nøjagtigt som dette, der holder debunked videnskabelige myter i live. Den eneste måde at bekæmpe det på er at fortælle dig: Du tager fejl.

Ja, det kan det. Vi har molekyler, der indeholder “superoctetatomer”. Eksempler:

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

Næsten alle koordinationsforbindelser har et superoctet centralt atom.

Ikke-metaller fra periode 3 og fremefter er også tilbøjelige til dette.Halogener, svovl og fosfor er gentagne lovovertrædere, mens alle ædelgasforbindelser er superoctet. Svovl kan således have en valens på +6, phosphor +5, og halogenerne +1, +3, +5 og +7. Bemærk, at disse stadig er kovalente forbindelser – også for kovalente bindinger gælder.

Årsagen til, at dette ikke normalt ses, er som følger. Vi udleder det grundlæggende fra egenskaberne atomorbitaler .

Af aufbau-princippet udfyldes elektroner i disse orbitaler i perioden $ n $:

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

(teoretisk set ville du have $ (n-3) \ mathrm {g} $ før $ \ mathrm {f} $ osv. Men vi har endnu ikke atomer med disse orbitaler)

Nu er den yderste skal $ n $. I hver periode er der kun otte pladser til at udfylde denne skal efter Aufbau-princippet – 2 i $ n \ mathrm {s} $ og 6 i $ n \ mathrm {p} $. Da vores periodiske system stort set følger dette princip, ser vi normalt ikke nogen superoctetatomer.

Men $ \ mathrm {d, f} $ orbitaler for den skal findes stadig (som tomme orbitaler) og kan udfyldes, hvis behovet opstår. Ved “eksisterer” mener jeg, at de har lav energi nok til let at blive fyldt. Eksemplerne ovenfor består af et centralt atom, der har taget disse tomme orbitaler i sin hybridisering, hvilket giver anledning til en superoctet-art (da de kovalente bindinger tilføjer hver en elektron)

Jeg kogte et periodisk system op med skaller markeret. Jeg har brugt skalbogstaverne i stedet for tal for at undgå forvirring. $ K, L, M, N $ henviser til skal 1,2,3,4 osv. Når et stykke af tabellen er mærket “M9-M18”, dette betyder, at det første element i denne blok “udfylder” den niende elektron i M (tredje) skal, og det sidste element udfylder den attende.

Klik for at forstørre:

_{(Afledt af dette billede )}

Bemærk, at der er et par uregelmæssigheder med $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ og en hel masse andre, som jeg “ikke er specielt markeret i tabellen.

Kommentarer

• Jeg føler mig forpligtet til tilføj en ansvarsfraskrivelse til et sådant meget opstemt svar. Selvom de ofte undervises som sådan i indledende kemi, er inddragelsen af d-orbitaler i hypervalens ikke sand , da de faktisk ikke er nok nok til at blive fyldt . Gavin Kramar ‘ s svar på dette spørgsmål beskriver hypervalens på en mere nøjagtig måde.

I kemi og inden for videnskab generelt er der mange måder at forklare den samme empiriske regel på. Her giver jeg et overblik, der er meget let på kvantekemi: det skal være temmelig læsbart på et begynderniveau, men vil ikke på sin dybeste måde forklare årsagerne til eksistensen af elektroniske skaller.

Den “regel”, du citerer, er kendt som oktetregel , og en af dens formuleringer er, at

atomer med lave ( Z < 20) atomnummer har tendens til at kombinere på en sådan måde, at de hver har otte elektroner i deres valensskaller

Du vil bemærke, at det ikke specifikt handler om en maksimal valens (dvs. antallet af elektroner i valensskallen), men en foretrukket valens i molekyler. Det bruges ofte til at bestemme Lewis-strukturen af molekyler.

Oktetreglen er dog ikke slutningen på historien. Hvis du ser på hydrogen (H) og helium (He), vil du se, at der ikke foretrækkes en otte-elektronvalens, men en to-elektronvalens: H danner f.eks. H ₂ , HF, H ₂ O, He (som allerede har to elektroner og ikke danner molekyler). Dette kaldes duetregel . Desuden er tungere elementer inklusive alle overgangsmetaller følg det passende navn 18-elektronregel når de danner metalkomplekser. Dette skyldes atomernes kvante natur, hvor elektroner er organiseret i skaller : den første (kaldet K-skal) har 2 elektroner, den anden (L-skal) har 8, den tredje (M-skal) har 18. Atomer kombineres i molekyler ved i de fleste tilfælde at forsøge at have valenselektroner, der helt udfylder en skal.

Endelig er der elementer, der i nogle kemiske forbindelser bryder reglerne for duet / oktet / 18-elektron.Den vigtigste undtagelse er familien af hypervalente molekyler , hvor et hovedgruppeelement nominelt har mere end 8 elektroner i sin valensskal. Fosfor og svovl er oftest tilbøjelige til at danne hypervalente molekyler, herunder $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , og så videre. Nogle andre elementer, der også kan opføre sig på denne måde inkluderer jod (f.eks. I $ \ ce {IF7} $), xenon (i $ \ ce {XeF4} $) og klor (i $ \ ce {ClF5} $). (Denne liste er ikke udtømmende.)

Gavin Kramars svar forklarer, hvordan sådanne hypervalente molekyler kan komme til trods for tilsyneladende at bryde oktetten regel.

Kommentarer

• Dette kan være et definitionsproblem, hvis spørgeren går i gymnasiet eller er nyuddannet. De første tre aktuelle udgaver af gymnasietekstbøger, jeg trak fra hylden (AP og begyndende kemi) bruger definitionen for valenselektroner som ” elektroner i det højest optagne hovedenerginiveau “.
• Bemærk, at 18electron / EAN-reglen ikke er ‘ t altid fulgt .. Paramagnetiske, oktaedriske komplekser følger det aldrig . De kan ‘ t. Det kan heller ikke være tetraedriske / firkantede plane komplekser. Disse er dog normalt stadig superoctet.
• @ManishEarth I ‘ Jeg er meget bekymret over nogle af svarene på SE, der dækker elektroniske strukturkoncepter. Jeg spekulerer på, om det ville være nyttigt at starte en metadiskussion om, hvordan man besvarer ” hvorfor ” spørgsmål fra 1900 ‘ s kemiske bindingsteori – skal svaret være i form af de gamle kemiske regler eller med hensyn til kvantemekanik?
• Der er nogle molekyler med helium. For eksempel Helium Hydride.

Noget værd at tilføje til denne diskussion, som jeg er overrasket over ikke har blevet nævnt om sådanne “hypervalente” molekyler som $ \ ce {SF6} $.

En af mine professorer på universitetet informerede mig om, at den almindelige forklaring (at de tomme d-orbitaler er tomme og dermed er tilgængelige) er faktisk højst sandsynligt forkert. Dette er en gammeldags forklaring, der er forældet, men som af en eller anden grund kontinuerligt undervises i skoler. Et citat fra Wikipedia-artiklen om orbital hybridisering :

I 1990 offentliggjorde Magnusson et seminalarbejde, der definitivt udelukker rollen som d-orbital hybridisering i binding i hypervalente forbindelser af anden rækkeelementer.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Når man faktisk ser på tallene, er energien forbundet med disse orbitaler betydeligt højere end den bindingsenergi, der findes eksperimentelt inden for molekyler som $ \ ce {SF6} $, hvilket betyder, at det er meget usandsynligt, at d-orbitaler overhovedet er involveret i denne type molekylær struktur.

Dette efterlader os fast, faktisk med oktetten Herske. Da $ \ ce {S} $ ikke kan nå ud til dens d-orbitaler, kan den ikke have mere end 8 elektroner i sin valens (se andre diskussioner på denne side for definitioner af valens osv., Men ved den mest grundlæggende definition, ja, kun 8 ). Den almindelige forklaring er ideen om en 3-centreret 4-elektronbinding, som i det væsentlige er tanken om, at svovl og to fluorer 180 grader fra hinanden kun deler 4 elektroner mellem deres molekylære orbitaler.

En måde at forstå dette på er at overveje et par resonansstrukturer, hvor svovl er bundet kovalent til den ene $ \ ce {F} $ og ionisk til den anden:

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

Når du beregner disse to strukturer i gennemsnit, vil du bemærke, at svovl opretholder en positiv ladning, og at hvert fluor har en slags “halv” ladning. Bemærk også, at svovl kun har to elektroner forbundet med det i begge strukturer, hvilket betyder, at det med succes er bundet til to fluorer, mens det kun akkumulerer to elektroner. Grunden til, at de skal være 180 grader fra hinanden, skyldes geometrien af de molekylære orbitaler, som ligger uden for dette svar.

Så bare for at gennemgå, har vi bundet til to fluor til svovl, der akkumulerer to elektroner og 1 positiv ladning på svovl. Hvis vi binder de resterende fire fluorider fra $ \ ce {SF6} $ på den normale kovalente måde, ender vi stadig med 10 elektroner omkring svovl. Ved at bruge et andet 3-center-4 elektronbindingspar opnår vi 8 elektroner (fylder både s- og p-valensorbitalerne) samt en $ + 2 $ -opladning på svovlet og en $ -2 $ -ladning fordelt omkring fire fluorer involveret i 3c4e-binding.(Naturligvis skal alle fluorerne være ækvivalente, så ladningen faktisk fordeles rundt om alle fluorerne, hvis du overvejer alle resonansstrukturer).

Der er faktisk mange beviser for understøtter denne bindingsstil, hvor den enkleste observeres ved at se på bindingslængder i molekyler som $ \ ce {ClF3} $ (T-former geometri), hvor de to fluorer 180 grader fra hinanden har en lidt længere binding længde til klor end de andre fluorer gør, hvilket indikerer en svækket mængde kovalens i disse to $ \ ce {Cl-F} $ obligationer (et resultat af en gennemsnitlig kovalent og ionbinding).

Hvis du er interesseret i detaljerne i de involverede molekylære orbitaler, kan du læse dette svar .

TL; DR Hypervalency ikke rigtig findes, og at have mere end $ \ ce {8 e -} $ i ikke-overgangsmetaller er meget sværere end du ville tro.

Kommentarer

• Som jeg nævnte tidligere er dette svaret her.

Dette spørgsmål kan være svært at besvare, fordi der er et par definitioner af valenselektroner. Nogle bøger og ordbøger definerer valenselektroner som “ydre skalelektroner, der deltager i kemisk binding”, og ved denne definition kan elementer have mere end 8 valenselektroner som forklaret af F “x.

Nogle bøger og ordbøger definerer valenselektroner som “elektroner i det højeste hovedenerginiveau”. Ved denne definition ville et element kun have 8 valenselektroner, fordi $ n-1 $ $ d $ orbitalerne fyldes efter $ n $ $ s $ orbitaler, og derefter $ n $ $ p $ orbitaler fylder. Så det højeste hovedenerginiveau, $ n $, indeholder valenselektronerne. Ved denne definition har overgangsmetallerne alle enten 1 eller 2 valenselektroner (afhængigt af hvor mange elektroner der er i $ s $ vs. $ d $ orbitaler.

Eksempler:

• Ca med to $ 4s $ elektroner ville have to valenselektroner (elektroner i det 4. primære energiniveau) .
• Sc med to $ 4s $ elektroner og en $ 3d $ $ elektron har to valenselektroner.
• Cr med en $ 4s $ elektron og fem $ 3d $ elect rons vil have en valenselektron.
• Ga med to $ 4s $ elektroner, ti $ 3d $ elektroner og en $ 4p $ elektron vil have tre valenselektroner.

Efter den anden definition kunne de have mere, da de har flere “ydre skal” -elektroner (indtil $ d $ -skallen er fyldt).

Brug af definitionen “højeste hovedenerginiveau” for valenselektroner giver dig mulighed for korrekt at forudsige den paramagnetiske opførsel af overgangsmetalioner, fordi valenselektroner ($ d $ elektronerne) går tabt først, når et overgangsmetal danner et ion.

Der er en stor forskel mellem en “regel” og en naturlov. “Oktetreglen” er et koncept fra slutningen af sidste århundrede, der på en eller anden måde formåede at komme ind i indledende kemibøger og aldrig blev smidt ud med fremkomsten af moderne kvantemekanik. (Bevis: det er umuligt at identificere individuelle elektroner til at mærke dem “valens” eller “ikke valens”.)

Derfor vil du ikke finde noget svar baseret på fysisk dokumentation for hvorfor / hvorfor ikke en regel, der ikke er baseret på fysisk dokumentation, holder.

Atomer har deres rumlige konfiguration, fordi det tilfældigvis er en elektrostatisk gunstig omstændighed, ikke fordi elektroner benytter sig som “slots”.

Kommentarer

• Det kom sandsynligvis ind, fordi det var let at forklare meget med konceptet, og det ‘ t blive smidt ud, fordi det stadig kan forklare meget på en meget enkel måde, være tæt nok på sandheden, mens du gør det. Selvom det måske ikke er muligt at identificere elektroner , er det muligt at beregne orbitaler , dvs. elektronpar og ved jonglering med hybridisering og blanding ved at tildele dem til enten at være kerneorbitaler eller valensorbitaler , sidstnævnte normalt centrab le på en binding / atom og giver en type opløsning pr. atom pr. atom.

Hvorfor 8? er ikke rigtig blevet behandlet af ovenstående svar, og selvom det er tangentielt for spørgsmålet, er det noget vigtigt at blive overvejet. Generelt, men ikke altid, reagerer atomer for at danne komplette kvante “skaller”, hvor elektroner interagerer med alle deres orbitaler.

Hovedkvantantallet ($ n $) bestemmer det maksimale azimutale kvantetal ($ l $) i den forstand, at $ l $ kun kan tage værdier mellem $ 0 $ og $ n-1 $. Således for den første række, $ n = 1 $ og $ l = 0 $. For den anden række er $ n = 2 $, så $ l = 0,1 $. For den tredje række, $ n = 3 $, så $ l = 0, 1, 2 $.

Det azimutale kvantetal $ l $ bestemmer rækkevidden af mulige magnetiske kvantetal ($ m_l $), der ligger i området $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Så for den første række, $ m_l = 0 $. For den anden række, når $ n = 2 $ og $ l = 1 $, så $ m_l = -1, 0, 1 $.For den tredje række, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Endelig spin-kvantetallet $ m_s $ kan enten være $ + 1/2 $ eller $ -1 / 2 $.

Antallet af elektroner, der kan udfylde hver skal, er lig med antallet af kombinationer af kvantetal. For $ n = 2 $ er dette

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

for en i alt 8 elektroner.

Th Den anden række indeholder “organiske forbindelser”, hvoraf millioner er kendt, så der er ofte en bias i undervisningen i kemi for at fokusere på “oktetreglen”. Faktisk er der en duetregel, der skal tages i betragtning for hydrogen, helium (og lithium, der dimeriseres i gasfasen) og “reglen om 18” for overgangsmetaller. Hvor ting bliver “wonky” er silicium gennem klor. Disse atomer kan danne en komplet kvanteskal via oktetreglen eller “udvide” deres oktetter og styres af reglen om 18. Eller situationer imellem, såsom svovlhexafluorid.

Husk, dette er en grov forenkling, fordi disse atomorbitaler blandes for at danne molekylære orbitaler, men optællingerne af atomorbitalerne påvirker og korrelerer direkte med optællingerne af de resulterende molekylære orbitaler, så kombinationen af atomkvantetal giver stadig interessant information. / p>

Kommentarer

• Sjov kendsgerning: Lewis opfandt aldrig udtrykket ” Oktetregel “. Han kaldte det simpelthen reglen om to og erklærede, at fire elektronpar anvendes til binding for mange elementer.

Lad os se på det periodiske system: i første række er der kun to elementer: Hydrogen og Helium. De følger ikke en oktetregel. Brint kan kun have maksimalt to elektroner på valensbanen. Det viser sig, at oktetreglen ikke er eksklusiv, hvilket betyder, at den ikke er den eneste regel, der hjælper med at forstå Lewis-struktur og elektronkonfiguration. Hvorfor bruger vi oktetreglen?

Hver periode i det periodiske system repræsenterer et atoms energiskal. Den første periode repræsenterer skallen K, det første energiniveau, der kun har s orbital. Hver kredsløb kan kun fyldes med 2 elektroner, begge med et kvantesnurr i modsatte retninger. Således er det maksimale antal elektroner, der er muligt for den første energiniveauskal, K, 2. Dette afspejles i det faktum, at Helium er en ædelgas, men kun indeholder 2. Den anden energiniveauskal, L, har s orbital og de ekstra 3 p orbitaler. Disse tilføjer op til fire orbitaler eller 8 elektroner. Fordi de mest anvendte grundstoffer er i anden og tredje periode, er oktetreglen ofte brugt.

Elementerne på det tredje energiniveau er meget ens. De følger stadig oktetreglen, for selvom de nu har 5 d orbitaler, skal der ikke udfyldes nogen orbital. Den elektroniske konfiguration viser, at 4s er udfyldt før 3d, så de behøver ikke at udfylde d-orbitalen, så de overholder normalt også oktetreglen. Imidlertid er tredje energiniveau skalelementer, i modsætning til anden rækkeelementer, (se Gavin ” s kommentar til reference) er ikke begrænset til oktetreglen. De kan danne hypervalente molekyler i visse tilfælde, hvor brugen, som d orbital og fylder – dette er ikke tilfældet med alle tilsyneladende hypervalente molekyler, SF6 er ikke hypervalent, det bruger svage ionbindinger og polaritet, men der er stadig hypervalente molekyler derude. Det vil altid afhænge af, hvilken tilstand der er mere praktisk med hensyn til elektrostatik.

På det fjerde energiniveau skal er der f orbitaler introduceret, men vi er ikke engang tæt på at fylde dem på det tidspunkt, fordi vi først skal udfylde d orbitalerne. De 5 d orbitaler betegner 10 elektroner plus de foregående otte fra oktetreglen, summerer til 18. Dette er grunden til, at der er 18 kolonner i det periodiske system. Nu overlejres en ny regel, og dette er den velkendte 18-elektronregel, som blev nævnt ovenfor. Overgangsmetaller overholder denne regel mere hyppigt end ikke, selvom der er lejligheder, hvor de stadig adlyder oktetreglen.På dette tidspunkt, med så mange orbitaler at udfylde, og med elektrostatik, der spiller en rolle i elektronisk konfiguration, kan vi opnå forskellige kationer fra det samme element med visse metaller. Det er også derfor, de ikke taler om oxidationstilstandstal med overgangsmetaller, som de gør med de første tre rækker i tabellen.

Kommentarer

• Velkommen til Chemistry SE, dit svar tilføjer desværre ‘ ikke meget til tidligere ting. Og din forklaring på SF6 er forkert imo.