Kann ein Atom mehr als 8 Valenzelektronen haben? Wenn nicht, warum ist 8 das Limit?

27.10.2017 Update

[HINWEIS: Meine frühere Notation- Die fokussierte Antwort befindet sich unverändert unter diesem Update.]

Ja. Während ein Oktett von Valenzelektronen für die meisten Atome ein außergewöhnlich tiefes Energieminimum erzeugt, ist es nur ein Minimum, kein Fundamental Anforderung. Wenn es ausreichend starke kompensierende Energiefaktoren gibt, können selbst Atome, die Oktette stark bevorzugen, stabile Verbindungen mit mehr (oder weniger) als die 8 Valenzschalenelektronen bilden.

Allerdings die gleichen Bindungsmechanismen, die die Bildung ermöglichen von Valenzschalen mit mehr als 8 ermöglichen auch alternative strukturelle Interpretationen solcher Schalen, abhängig davon, ob solche Bindungen als ionisch oder kovalent interpretiert werden. Manishearths ausgezeichnete Antwort untersucht dieses Problem viel detaillierter als ich es hier tue.

Schwefelhexafluorid, $ \ ce {SF6} $, liefert ein entzückendes Beispiel für diese Mehrdeutigkeit. Wie ich in meiner ursprünglichen Antwort schematisch beschrieben habe, kann das zentrale Schwefelatom in $ \ ce {SF6} $ wie folgt interpretiert werden:

(a) Ein Schwefelatom, in dem alle 6 seiner Valenzelektronen vorhanden waren vollständig ionisiert durch sechs Fluoratome oder

(b) ein Schwefelatom mit einer stabilen, hochsymmetrischen 12-Elektronen-Valenzschale, die von sechs oktaedrisch angeordneten Fluoratomen erzeugt und stabilisiert wird, von denen jedes kovalent ist teilt ein Elektronenpaar mit dem zentralen Schwefelatom.

Während diese beiden Interpretationen aus rein struktureller Sicht plausibel sind, weist die Ionisationsinterpretation schwerwiegende Probleme auf.

Das erste und größte Problem ist Um alle 6 Valenzelektronen des Schwefels vollständig zu ionisieren, wären unrealistische Energieniveaus erforderlich („astronomisch“ könnte ein passenderes Wort sein).

Ein zweites Problem ist die Stabilität und saubere oktaedrische Symmetrie von $ \ ce {SF6} $ deutet stark darauf hin, dass die 12 Elektronen um das Schwefelatom einen stabilen, guten Wert erreicht haben. definiertes Energieminimum, das sich von seiner üblichen Oktettstruktur unterscheidet.

Beide Punkte implizieren, dass die einfachere und energetisch genauere Interpretation der Schwefelvalenzschale in $ \ ce {SF6} $ darin besteht, dass sie 12 Elektronen enthält eine stabile Nicht-Oktett-Konfiguration.

Beachten Sie auch, dass dieses 12-Elektronen-stabile Energieminimum für Schwefel nicht mit der größeren Anzahl valenzbezogener Elektronen in Übergangselementschalen zusammenhängt, da Schwefel dies einfach nicht hat genug Elektronen, um auf diese komplexeren Orbitale zuzugreifen. Die 12-Elektronen-Valenzschale von $ \ ce {SF6} $ ist stattdessen eine echte Biegung der Regeln für ein Atom, das unter fast allen anderen Umständen ein Oktett von Valenzelektronen bevorzugt.

Deshalb meine Die allgemeine Antwort auf diese Frage lautet einfach „Ja“.

Frage: Warum sind Oktette etwas Besonderes?

Die Kehrseite, ob stabile Valenzschalen ohne Oktett vorhanden sind Es gibt Folgendes: Warum bieten Oktettschalen ein Energieminimum, das so tief und universell ist, dass das gesamte Periodensystem in Reihen strukturiert ist, die (mit Ausnahme von Helium) mit Edelgasen mit Oktettvalenzschalen enden?

In Kurz gesagt, der Grund dafür ist, dass für jedes Energieniveau über dem Sonderfall der $ n = 1 $ -Schale (Helium) die Orbitalmenge „geschlossene Schale“ $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ die einzige ist Kombination von Orbitalen, deren Drehimpulse (a) alle zueinander orthogonal sind und (b) alle derartigen orthogonalen Möglichkeiten für den dreidimensionalen Raum abdecken.

Es ist diese einzigartige orthogonale Aufteilung der Drehimpulsoptionen in 3D-Raum, der das Orbitaloktett $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ selbst in den Schalen mit der höchsten Energie besonders tief und relevant macht. Wir sehen den physikalischen Beweis dafür in der auffälligen Stabilität der Edelgase.

Der Grund, warum die Orthogonalität von Drehimpulszuständen auf atomarer Ebene so wichtig ist, ist das Pauli-Ausschlussprinzip, das erfordert, dass jedes Elektron sein eigenes hat einzigartiger Zustand. Orthogonale Drehimpulszustände bieten eine besonders saubere und einfache Möglichkeit, eine starke Zustandstrennung zwischen Elektronenorbitalen zu erreichen und damit die größeren Energieeinbußen zu vermeiden, die durch den Pauli-Ausschluss verursacht werden. Der Pauli-Ausschluss führt umgekehrt zu unvollständig orthogonalen Orbitalsätzen energetisch wesentlich weniger attraktiv. Da sie mehr Orbitale zwingen, denselben sphärischen Raum wie die vollständig orthogonalen Orbitale $ p_x $, $ p_y $ und $ p_d $ des Oktetts zu teilen, sind die Orbitale $ d $, $ f $ und höher zunehmend weniger orthogonal und Dies unterliegt zunehmenden Pauli-Ausschluss-Energie-Strafen.

Eine letzte Anmerkung

Ich kann später einen weiteren Nachtrag hinzufügen, um die Orthogonalität des Drehimpulses anhand klassischer kreisförmiger Umlaufbahnen vom Satellitentyp zu erklären. Wenn ich das tue, werde ich auch ein bisschen erklären, warum die $ p $ -Orbitale so bizarr unterschiedliche Hantelformen haben.

(Ein Hinweis: Wenn Sie jemals beobachtet haben, wie Leute zwei Schleifen erstellen Bei einem einzelnen Springseil haben die Gleichungen hinter solchen Doppelschleifen unerwartete Ähnlichkeiten mit den Gleichungen hinter $ p $ -Orbitalen.)

Ursprüngliche Antwort von 2014 (unverändert) )

Diese Antwort soll die frühere Antwort von Manishearth ergänzen und nicht konkurrieren damit. Mein Ziel ist es zu zeigen, wie Oktettregeln auch für Moleküle hilfreich sein können, die mehr als das übliche Komplement von acht Elektronen in ihrer Valenzschale enthalten.

Ich nenne es Spenden-Notation und sie stammt aus meiner High School Tage, an denen sich keine Chemie der Texte in meiner Kleinstadtbibliothek die Mühe machte zu erklären, wie diese Sauerstoffbindungen in Anionen wie Carbonat, Chlorat, Sulfat, Nitrat und Phosphat funktionierten.

Die Idee hinter dieser Notation Ist einfach. Sie beginnen mit der Elektronenpunktnotation und fügen dann Pfeile hinzu, die zeigen, ob und wie andere Atome jedes Elektron „ausleihen“. Ein Punkt mit einem Pfeil bedeutet, dass das Elektron hauptsächlich zu dem Atom an der Basis des Pfeils „gehört“, aber von einem anderen Atom verwendet wird, um das Oktett dieses Atoms zu vervollständigen. Ein einfacher Pfeil ohne Punkt zeigt an, dass das Elektron hat das ursprüngliche Atom effektiv verlassen. In diesem Fall ist das Elektron überhaupt nicht mehr an den Pfeil gebunden, sondern wird stattdessen als Zunahme der Anzahl der Valenzelektronen in den Atomen am Ende des Pfeils angezeigt.

Hier sind Beispiele für die Verwendung von Tafelsalz (ionisch) und Sauerstoff (kovalent):

Hinweis dass die Ionenbindung von $ \ ce {NaCl} $ einfach als Pfeil angezeigt wird, was darauf hinweist, dass es sein äußerstes Elektron „gespendet“ und auf sein inneres Elektronenoktett zurückgefallen ist, um seine eigenen Vervollständigungsprioritäten zu erfüllen. (Solche inneren Oktette sind nie gezeigt.)

Kovalente Bindungen treten auf, wenn jedes Atom ein Elektron zu einer Bindung beiträgt. Die Donationsnotation zeigt beide Elektronen, also doppelt gebundenen Sauerstoff endet mit vier Pfeilen zwischen den Atomen.

Für einfache kovalente Bindungen ist die Donationsnotation jedoch nicht wirklich erforderlich. Es soll eher zeigen, wie die Bindung in Anionen funktioniert. Zwei eng verwandte Beispiele sind Calciumsulfat ($ \ ce {CaSO4} $, besser bekannt als Gips) und Calciumsulfit ($ \ ce {CaSO3} $, ein übliches Lebensmittelkonservierungsmittel ):

In diesen Beispielen spendet das Calcium über eine meist ionische Bindung, also seinen Beitrag wird zu einem Pfeilpaar, das zwei Elektronen an den Kern des Anions abgibt und das Oktett des Schwefelatoms vervollständigt. Die Sauerstoffatome binden sich dann an den Schwefel und „leihen“ ganze Elektronenpaare aus, ohne wirklich etwas dafür beizutragen. Dieses Ausleihmodell ist ein Hauptfaktor dafür, warum es mehr als ein Anion für Elemente wie Schwefel (Sulfate und Sulfite) und Stickstoff (Nitrate und Nitrite) geben kann. Da die Sauerstoffatome nicht benötigt werden, damit das Zentralatom ein volles Oktett bildet, ist dies der Fall Es ist möglich, dass einige der Paare im zentralen Oktett nicht gebunden bleiben. Dies führt zu weniger oxidiertem Anio ns wie Sulfite und Nitrite.

Ein mehrdeutigeres Beispiel ist Schwefelhexafluorid:

Die Abbildung zeigt zwei Optionen. Sollte $ \ ce {SF6} $ so modelliert werden, als ob der Schwefel ein Metall ist, das alle seine Elektronen an die hyperaggressiven Fluoratome abgibt (Option a), oder als Fall, in dem die Oktettregel einem schwächeren aber Platz macht noch praktikable 12-Elektronen-Regel (Option b)? Es gibt auch heute noch einige Kontroversen darüber, wie solche Fälle behandelt werden sollten. Die Spendennotation zeigt, wie eine Oktettperspektive immer noch auf solche Fälle angewendet werden kann, obwohl es niemals eine gute Idee ist, sich für solche Extremfälle auf Approximationsmodelle erster Ordnung zu verlassen.

04.04.2014 Update

Wenn Sie die Punkte und Pfeile satt haben und sich nach etwas sehnen, das näher an der Standard-Valenzbindungsnotation liegt Diese beiden Äquivalenzen sind nützlich:

Die obere geradlinige Äquivalenz ist trivial, da die resultierende Linie in Aussehen und Bedeutung mit der kovalenten Standardbindung der organischen Chemie identisch ist.

Die zweite Notation der u-Bindung ist die neue. Ich habe es in den 1970er Jahren aus Frustration in der High School erfunden (ja, ich bin so alt), aber damals noch nie etwas damit gemacht.

Der Hauptvorteil der U-Bindungsnotation besteht darin, dass Sie nicht standardmäßige Bindungsbeziehungen prototypisieren und bewerten können, während Sie nur Standardatomvalenzen verwenden. Wie bei der geradlinigen kovalenten Bindung repräsentiert die Linie, die die U-Bindung bildet, ein einzelnes Elektronenpaar. Bei einer U-Bindung ist es jedoch das Atom am Boden des U, das beide Elektronen im Paar abgibt. Dieses Atom hat nichts mit dem Deal zu tun, so dass keiner seiner Bindungsbedürfnisse geändert oder befriedigt wird. Dieser Mangel an Bindungsvervollständigung wird durch das Fehlen von Linienenden auf dieser Seite der U-Bindung dargestellt.

Das Bettleratom am oberen Rand des U darf beide verwenden der Elektronen kostenlos, was wiederum bedeutet, dass zwei seiner Valenzbindungsbedürfnisse erfüllt werden. Notativ spiegelt sich dies in der Tatsache wider, dass sich beide Linienenden des U neben diesem Atom befinden.

Insgesamt sagt das Atom am Boden einer U-Bindung: „Ich ziehe an „Ich mag es nicht, aber wenn Sie so verzweifelt nach einem Elektronenpaar suchen und wenn Sie versprechen, ganz in der Nähe zu bleiben, lasse ich Sie an einem Elektronenpaar aus meinem bereits fertiggestellten festhalten Oktett. „

Kohlenmonoxid mit seiner Verwirrung“ Warum hat Kohlenstoff plötzlich eine Wertigkeit von zwei? “ Die Struktur zeigt gut, wie U-Bindungen solche Verbindungen in Bezug auf traditionellere Bindungszahlen interpretieren:

Beachten Sie, dass zwei der vier Kohlenstoffbindungen durch kovalente Standardbindungen mit Sauerstoff aufgelöst werden, während die verbleibenden zwei Kohlenstoffbindungen durch Bildung eines u- aufgelöst werden. Bindung, die es dem Bettelkohlenstoff ermöglicht, eines der Elektronenpaare aus dem bereits vollen Oktett von Sauerstoff zu „teilen“. Kohlenstoff endet mit vier Linienenden, die seine vier Bindungen darstellen, und Sauerstoff endet mit zwei. Somit haben beide Atome ihre Standardbindungszahlen erfüllt.

Eine weitere subtilere Erkenntnis aus dieser Figur ist, dass eine U-Bindung ein einzelnes Elektronenpaar darstellt, die Kombination aus einer U-Bindung und zwei traditionellen kovalenten Bindungen zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen sind insgesamt sechs Elektronen beteiligt und sollten daher Ähnlichkeiten mit der Sechs-Elektronen-Dreifachbindung zwischen zwei Stickstoffatomen aufweisen. Diese kleine Vorhersage stellt sich als richtig heraus: Stickstoff- und Kohlenmonoxidmoleküle sind tatsächlich Elektronenkonfigurationshomologe, deren Konsequenz darin besteht, dass sie nahezu identische physikalisch-chemische Eigenschaften aufweisen.

Nachfolgend einige weitere Beispiele wie die U-Bindungsnotation Anionen, Edelgasverbindungen und seltsame organische Verbindungen etwas weniger mysteriös erscheinen lassen kann:

Kommentare

• Ich muss leider einen kritischen Kommentar zu einem so hoch bewerteten abgeben Antwort, aber dies ist keine Antwort auf die Frage, sondern ein Schreiben über eine alternative grafische Darstellung von Resonanzstrukturen.
• Ich muss @Eric ‚ unterstützen s Kommentar. Es ist bedauerlich, dass dies eine so hoch bewertete Antwort ist, dass sie ein Konzept fördert, das viel zu einfach ist. Insbesondere nach dem Update macht die Notation “ u “ für Kohlendioxid überhaupt keinen Sinn. Dies ist ein sehr kompliziertes Molekül und die sogenannte “ u-Bindung “ ist von der traditionellen Bindung nicht zu unterscheiden.
• @ TerryBollinger Ein Beispiel für ein Atom mit mehr als 8 Valenzelektronen ist ein Übergangsmetall. Andere schließen die Aktiniden und Lanthaniden ein. ‚ brauchen wirklich kein 4D-Universum, um Atome mit mehr als 8 Valenzelektronen zu haben.
• Ich kann eigentlich nicht glauben, dass diese Antwort schlechter geworden ist als ursprünglich war. In Ihrem 12-Elektronen-Valenzfall müssen Sie auch die Voraussetzung dafür angeben: Elektronen in d-Orbitalen von Schwefel zu haben; das wurde schon einige Male widerlegt. (Erweitertes Oktett, Hypervalenz, um die Auslösewörter zu benennen.) Außerdem ist es absolut unnötig, die Bindung auf diese Weise zu beschreiben, ebenso wie die Resonanz, und die Kombination von 3c2e- und 3c4e-Bindungen ist ebenfalls eine unnötige Krücke, aber zumindest ‚ ist nicht ganz falsch. Anleihen können kovalente und ionische Beiträge haben.
• Derzeit gibt es mindestens drei Antworten, die dies bereits tun. Leider sind sie nicht so täuschend einfach wie Ihre geschrieben, weil es einfach nicht so einfach ist, wie Sie es präsentieren. Es sind genau solche Antworten, die entlarvte wissenschaftliche Mythen am Leben erhalten. Die einzige Möglichkeit, dies zu bekämpfen, besteht darin, Ihnen zu sagen: Sie liegen falsch.

Ja, das kann es. Wir haben Moleküle, die „Superoctet-Atome“ enthalten. Beispiele:

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

Fast Alle Koordinationsverbindungen haben ein Superoctet-Zentralatom.

Nichtmetalle ab Periode 3 sind ebenfalls dafür anfällig.Die Halogene, Schwefel und Phosphor sind Wiederholungstäter, während alle Edelgasverbindungen superoctet sind. Somit kann Schwefel eine Wertigkeit von +6, Phosphor +5 und die Halogene +1, +3, +5 und +7 haben. Beachten Sie, dass dies immer noch kovalente Verbindungen sind. Die Wertigkeit gilt auch für kovalente Bindungen.

Der Grund, warum dies normalerweise nicht gesehen wird, ist folgender. Wir leiten es im Wesentlichen aus den Eigenschaften von Atomorbitale .

Nach dem aufbau-Prinzip füllen sich Elektronen in diesen Orbitalen für die Periode $ n $:

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

(theoretisch hätten Sie $ (n-3) \ mathrm {g} $ vor dem $ \ mathrm {f} $ und so weiter. Aber wir haben noch keine Atome mit diesen Orbitalen)

Jetzt ist die äußerste Shell $ n $. In jeder Periode gibt es nur acht Slots, um diese Shell nach dem Aufbau-Prinzip auszufüllen – 2 in $ n \ mathrm {s} $ und 6 in $ n \ mathrm {p} $. Da unser Periodensystem diesem Prinzip ziemlich genau folgt, sehen wir normalerweise keine Superoctet-Atome.

Aber die $ \ mathrm {d, f} $ -Orbitale für Diese Shell existiert noch (als leere Orbitale) und kann bei Bedarf gefüllt werden. Mit „existieren“ meine ich, dass sie wenig Energie haben, um leicht gefüllt zu werden. Die obigen Beispiele bestehen aus einem Zentralatom, das diese leeren Orbitale in seine Hybridisierung einbezogen hat und zu einer Superoctet-Spezies führt (da die kovalenten Bindungen jeweils ein Elektron hinzufügen).

Ich habe ein Periodensystem mit dem erstellt Muscheln markiert. Ich habe die Shell-Buchstaben anstelle von Zahlen verwendet, um Verwirrung zu vermeiden. $ K, L, M, N $ beziehen sich auf Shell 1,2,3,4 usw. Wenn ein Teil der Tabelle mit „M9-M18“ markiert ist, ist dies bedeutet, dass das erste Element dieses Blocks das neunte Elektron in der M (dritten) Schale „füllt“ und das letzte Element das achtzehnte.

Zum Vergrößern anklicken:

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Beachten Sie, dass es einige Unregelmäßigkeiten gibt, mit $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ und eine ganze Reihe anderer, die ich nicht speziell in der Tabelle markiert habe.

Kommentare

• Ich fühle mich dazu verpflichtet Fügen Sie einer so hoch bewerteten Antwort einen Haftungsausschluss hinzu. Während dies in der Einführungschemie allgemein als solches gelehrt wird, ist die Beteiligung von d-Orbitalen an der Hypervalenz nicht wahr , da sie tatsächlich nicht energiearm genug sind, um gefüllt zu werden . Gavin Kramar ‚ Die Antwort auf diese Frage beschreibt die Hypervalenz genauer.

In der Chemie und in der Wissenschaft im Allgemeinen gibt es viele Möglichkeiten, dieselbe empirische Regel zu erklären. Hier gebe ich einen Überblick über die Quantenchemie: Sie sollte für Anfänger ziemlich gut lesbar sein, wird aber die Gründe für die Existenz elektronischer Schalen nicht auf die tiefste Weise erklären.

Die von Ihnen zitierte „Regel“ wird als Oktettregel und eine seiner Formulierungen ist, dass

Atome mit niedrigem ( Z < 20) Die Ordnungszahl neigt dazu, sich so zu verbinden, dass sie jeweils acht Elektronen in ihren Valenzschalen haben.

Sie werden feststellen, dass es sich nicht speziell um eine maximale Valenz (dh die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale) handelt, sondern um eine bevorzugte Valenz in Molekülen. Es wird üblicherweise verwendet, um die Lewis-Struktur von Molekülen zu bestimmen.

Die Oktettregel ist jedoch nicht das Ende der Geschichte. Wenn Sie sich Wasserstoff (H) und Helium (He) ansehen, werden Sie feststellen, dass Sie keine Valenz mit acht Elektronen bevorzugen, sondern eine Valenz mit zwei Elektronen: H bildet z. H 2, HF, H 2 O, He (das bereits zwei Elektronen hat und keine Moleküle bildet). Dies wird als Duettregel . Außerdem schwerere Elemente, einschließlich aller Übergangsmetalle folgen der treffend benannten 18-Elektronen-Regel , wenn sie Metallkomplexe bilden. Dies liegt an der Quantennatur der Atome, in denen Elektronen in -Schalen organisiert sind: die erste (K-Schale genannt) hat 2 Elektronen, die zweite (L-Schale) hat 8, die dritte (M-Schale) hat 18. Atome verbinden sich zu Molekülen, indem sie in den meisten Fällen versuchen, Valenzelektronen zu haben, die eine Schale vollständig füllen.

Schließlich gibt es Elemente, die in einigen chemischen Verbindungen die Duett / Oktett / 18-Elektronen-Regeln brechen.Die Hauptausnahme ist die Familie der hypervalenten Moleküle , in dem ein Hauptgruppenelement nominell mehr als 8 Elektronen in seiner Valenzschale hat. Phosphor und Schwefel neigen am häufigsten zur Bildung hypervalenter Moleküle, einschließlich $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , und so weiter. Einige andere Elemente, die sich ebenfalls auf diese Weise verhalten können, umfassen Jod (z. B. in $ \ ce {IF7} $), Xenon (in $ \ ce {XeF4} $) und Chlor (in $ \ ce {ClF5} $). (Diese Liste ist nicht vollständig.)

Gavin Kramars Antwort erklärt, wie solche hypervalenten Moleküle entstehen können, obwohl sie das Oktett anscheinend brechen Regel.

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• Dies kann ein Definitionsproblem sein, wenn der Fragesteller in der High School ist oder einen Abschluss hat. Die ersten drei aktuellen Ausgaben von Lehrbüchern der High School, die ich aus dem Regal gezogen habe (AP und beginnende Chemie), verwenden die Definition für Valenzelektronen als “ Elektronen im höchsten besetzten Hauptenergieniveau „.
• Beachten Sie, dass die 18-Elektronen / EAN-Regel nicht immer ‚ folgt. Paramagnetische oktaedrische Komplexe folgen ihr nie . Sie können ‚ t. Tetraedrische / quadratische planare Komplexe können auch nicht. Diese sind jedoch normalerweise immer noch superoctet.
• @ManishEarth Ich ‚ bin sehr besorgt über einige der Antworten auf SE, die Konzepte der elektronischen Struktur abdecken. Ich frage mich, ob es nützlich wäre, eine Metadiskussion darüber zu starten, wie “ zu beantworten ist, warum “ Fragen ab 1900 ‚ s Theorie der chemischen Bindung – sollte die Antwort in Bezug auf die alten chemischen Regeln oder in Bezug auf die Quantenmechanik sein?
• Es gibt einige Moleküle mit Helium. Zum Beispiel Heliumhydrid.

Etwas, das es wert ist, zu dieser Diskussion hinzugefügt zu werden, das mich „überrascht“, nicht wurde über solche „hypervalenten“ Moleküle wie $ \ ce {SF6} $ erwähnt.

Einer meiner Professoren an der Universität teilte mir mit, dass die allgemeine Erklärung (dass die leeren d-Orbitale leer und somit zugänglich sind) ist eigentlich höchstwahrscheinlich falsch. Dies ist eine Erklärung des alten Modells, die veraltet ist, aber aus irgendeinem Grund kontinuierlich in Schulen unterrichtet wird. Ein Zitat aus dem Wikipedia-Artikel zur Orbitalhybridisierung :

1990 veröffentlichte Magnusson eine wegweisende Arbeit, die die Rolle der d-Orbital-Hybridisierung bei der Bindung in hypervalenten Verbindungen von Elementen der zweiten Reihe definitiv ausschließt.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Wenn Sie sich die Zahlen tatsächlich ansehen, ist die mit diesen Orbitalen verbundene Energie signifikant höher als die experimentell gefundene Bindungsenergie Moleküle wie $ \ ce {SF6} $, was bedeutet, dass es höchst unwahrscheinlich ist, dass die d-Orbitale überhaupt an dieser Art von Molekülstruktur beteiligt sind.

Dies lässt uns tatsächlich beim Oktett hängen Regel. Da $ \ ce {S} $ nicht in seine d-Orbitale greifen kann, kann es nicht mehr als 8 Elektronen in seiner Valenz haben (Definitionen der Valenz usw. finden Sie in anderen Diskussionen auf dieser Seite, aber nach der grundlegendsten Definition ja, nur 8 ). Die übliche Erklärung ist die Idee einer 3-zentrierten 4-Elektronen-Bindung, bei der es sich im Wesentlichen um die Idee handelt, dass Schwefel und zwei Fluore im Abstand von 180 Grad nur 4 Elektronen zwischen ihren Molekülorbitalen teilen.

Eine Möglichkeit, dies zu verstehen ist ein Paar von Resonanzstrukturen zu betrachten, bei denen Schwefel kovalent an ein $ \ ce {F} $ und ionisch an das andere gebunden ist:

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

Wenn Sie diese beiden Strukturen herausrechnen, werden Sie feststellen, dass Schwefel eine positive Ladung beibehält und dass jedes Fluorid eine Art „halbe“ Ladung hat. Beachten Sie auch, dass Schwefel in beiden Strukturen nur zwei Elektronen zugeordnet hat , was bedeutet, dass er erfolgreich an zwei Fluoratome gebunden hat, während nur zwei Elektronen akkumuliert wurden. Der Grund, warum sie 180 Grad voneinander entfernt sein müssen, liegt in der Geometrie der Molekülorbitale, die den Rahmen dieser Antwort sprengt.

Zur Überprüfung haben wir uns also an zwei Fluoratome gebunden Schwefel, der zwei Elektronen und 1 positive Ladung auf Schwefel akkumuliert. Wenn wir die verbleibenden vier Fluoride aus $ \ ce {SF6} $ auf normale kovalente Weise binden würden, würden wir immer noch 10 Elektronen um Schwefel haben. Durch Verwendung eines weiteren 3-Zentrum-4-Elektronenbindungspaars erhalten wir 8 Elektronen (die sowohl die s- als auch die p-Valenzorbitale füllen) sowie eine Ladung von + 2 $ auf den Schwefel und eine Ladung von -2 $, die um das Schwefel verteilt ist vier Fluore, die an der 3c4e-Bindung beteiligt sind.(Natürlich müssen alle Fluorien gleich sein, damit die Ladung tatsächlich um alle Fluorelemente verteilt wird, wenn Sie alle Resonanzstrukturen berücksichtigen.)

Es gibt tatsächlich viele Hinweise darauf unterstützen diese Art der Bindung, von der die einfachste durch Betrachtung der Bindungslängen in Molekülen wie $ \ ce {ClF3} $ (T-förmige Geometrie) beobachtet wird, bei denen die beiden um 180 Grad voneinander entfernten Fluoratome eine etwas längere Bindung aufweisen Länge zu Chlor als die anderen Fluore, was auf eine geschwächte Kovalenz in diesen beiden $ \ ce {Cl-F} $ -Bindungen hinweist (ein Ergebnis der Mittelung einer kovalenten und ionischen Bindung).

Wenn Sie Wenn Sie sich für die Details der beteiligten Molekülorbitale interessieren, können Sie diese Antwort lesen.

TL; DR Hypervalency ist nicht wirklich existieren und mehr als $ \ ce {8 e -} $ in Nichtübergangsmetallen zu haben ist viel schwieriger als Sie denken würden.

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• Wie ich bereits erwähnt habe, ist dies die Antwort hier.

Diese Frage ist möglicherweise schwierig zu beantworten, da dort sind einige Definitionen von Valenzelektronen. Einige Bücher und Wörterbücher definieren Valenzelektronen als „Elektronen der äußeren Hülle, die an der chemischen Bindung beteiligt sind“, und nach dieser Definition können Elemente mehr als 8 Valenzelektronen haben, wie durch F „x erklärt.

Einige Bücher und Wörterbücher definieren Valenzelektronen als „Elektronen im höchsten Hauptenergieniveau“. Nach dieser Definition hätte ein Element nur 8 Valenzelektronen, da sich die $ n-1 $ d $ -Orbitale nach den $ n $ s $ -Orbitalen und dann nach dem $ füllen n $ $ p $ Orbitale füllen sich. Das höchste Hauptenergieniveau, $ n $, enthält also die Valenzelektronen. Nach dieser Definition haben alle Übergangsmetalle entweder 1 oder 2 Valenzelektronen (abhängig davon, wie viele Elektronen sich im $ befinden s $ vs. $ d $ Orbitale).

Beispiele:

• Ca mit zwei $ 4s $ -Elektronen hätte zwei Valenzelektronen (Elektronen im 4. Hauptenergieniveau) .
• Sc mit zwei $ 4s $ -Elektronen und einem $ 3d $ -Elektron hat zwei Valenzelektronen.
• Cr mit einem $ 4s $ -Elektron und fünf $ 3d $ elect Rons haben ein Valenzelektron.
• Ga mit zwei $ 4s $ -Elektronen, zehn $ 3d $ -Elektronen und ein $ 4p $ -Elektron hätte drei Valenzelektronen.

Nach der anderen Definition könnten sie mehr haben, da sie mehr Elektronen der „äußeren Hülle“ haben (bis die $ d $ -Schale gefüllt ist).

Mit der Definition des „höchsten Hauptenergieniveaus“ für Valenzelektronen können Sie das paramagnetische Verhalten von Übergangsmetallionen korrekt vorhersagen, da Valenzelektronen (die $ d $ -Elektronen) zuerst verloren gehen, wenn ein Übergangsmetall ein bildet Ion.

Es gibt einen großen Unterschied zwischen einer „Regel“ und einem Naturgesetz. Die „Oktettregel“ ist ein Konzept der Jahrhundertwende, das es irgendwie geschafft hat, in einführende Chemiebücher zu gelangen, und das mit dem Aufkommen der modernen Quantenmechanik nie rausgeschmissen wurde. (Umständlicher Beweis: Es ist unmöglich, einzelne Elektronen zu identifizieren, um sie als „Valenz“ oder „nicht Valenz“ zu bezeichnen.)

Daher finden Sie keine Antwort auf der Grundlage physikalischer Beweise dafür, warum / warum nicht Eine Regel, die nicht auf physikalischen Beweisen basiert, gilt.

Atome nehmen ihre räumliche Konfiguration an, weil es sich um einen elektrostatisch günstigen Umstand handelt, nicht weil sich Elektronen wie „Schlitze“ bedienen.

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• Es ist wahrscheinlich eingetreten, weil es einfach war, viel mit dem Konzept zu erklären, und es nicht ‚ t rausgeschmissen werden, weil es immer noch viel auf sehr einfache Weise erklären kann und dabei der Wahrheit nahe genug ist. Auch wenn es möglicherweise nicht möglich ist, Elektronen zu identifizieren, ist es möglich zu berechnen Orbitale , dh Elektronenpaare, und durch Jonglieren mit Hybridisierung und Mischen, wobei sie entweder Kernorbitalen oder Valenzorbitalen zugewiesen werden, wobei letztere normalerweise zentrabiert sind le auf eine Bindung / ein Atom und geben eine Lösung vom Typ vier pro Atom an.

Warum 8? wurde durch die obigen Antworten nicht wirklich angesprochen, und obwohl es tangential zur Frage ist, ist es etwas wichtig, berücksichtigt zu werden. Im Allgemeinen, aber nicht immer, reagieren Atome unter Bildung vollständiger Quanten- „Schalen“, wobei Elektronen mit all ihren Orbitalen interagieren.

Die Hauptquantenzahl ($ n $) bestimmt die maximale azimutale Quantenzahl ($ l) $) in dem Sinne, dass $ l $ nur Werte zwischen $ 0 $ und $ n-1 $ annehmen kann. Somit ist für die erste Zeile $ n = 1 $ und $ l = 0 $. Für die zweite Zeile ist $ n = 2 $, also $ l = 0,1 $. Für die dritte Zeile ist $ n = 3 $, also $ l = 0, 1, 2 $.

Die azimutale Quantenzahl $ l $ bestimmt den Bereich möglicher magnetischer Quantenzahlen ($ m_l $). welches im Bereich $ -l \ leq m_l \ leq + l $ liegt. Für die erste Zeile ist also $ m_l = 0 $. Wenn für die zweite Zeile $ n = 2 $ und $ l = 1 $ ist, dann ist $ m_l = -1, 0, 1 $.Für die dritte Zeile ist $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Schließlich die Spinquantenzahl $ m_s $ kann entweder $ + 1/2 $ oder $ -1 / 2 $ sein.

Die Anzahl der Elektronen, die jede Schale füllen können, entspricht der Anzahl der Kombinationen von Quantenzahlen. Für $ n = 2 $ ist dies

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

für a insgesamt 8 Elektronen.

Th Die zweite Reihe enthält „organische Verbindungen“, von denen Millionen bekannt sind. Daher besteht im Chemieunterricht häufig die Tendenz, sich auf die „Oktettregel“ zu konzentrieren. Tatsächlich gibt es eine Duettregel für Wasserstoff, Helium (und Lithium, das in der Gasphase dimerisiert) und die „Regel von 18“ für Übergangsmetalle. Wo die Dinge „wackelig“ werden, ist Silizium durch Chlor. Diese Atome können über die Oktettregel eine vollständige Quantenhülle bilden oder ihre Oktette „erweitern“ und von der Regel 18 bestimmt werden. Oder Situationen dazwischen, wie Schwefelhexafluorid.

Denken Sie daran, Dies ist eine grobe Vereinfachung, da sich diese Atomorbitale zu Molekülorbitalen vermischen, die Anzahl der Atomorbitale jedoch die Anzahl der resultierenden Molekülorbitale beeinflusst und direkt mit diesen korreliert, sodass die Kombination der Atomquantenzahlen immer noch einige interessante Informationen liefert / p>

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• Unterhaltsame Tatsache: Lewis hat den Begriff “ Oktettregel . Er nannte es einfach die Regel von zwei und erklärte, dass für viele Elemente vier Elektronenpaare zum Binden verwendet werden.

Schauen wir uns das Periodensystem an: In der ersten Zeile gibt es nur zwei Elemente: Wasserstoff und Helium. Sie folgen keiner Oktettregel. Wasserstoff kann nur maximal zwei Elektronen auf dem Valenzorbital haben. Es stellt sich heraus, dass die Oktettregel nicht exklusiv ist, was bedeutet, dass sie nicht die einzige Regel ist, die zum Verständnis der Lewis-Struktur und der Elektronenkonfiguration beiträgt. Warum verwenden wir dann die Oktettregel?

Jede Periode im Periodensystem repräsentiert eine Energiehülle eines Atoms. Die erste Periode repräsentiert die Schale K, das erste Energieniveau, das nur das s-Orbital hat. Jedes Orbital kann nur mit 2 Elektronen gefüllt werden, beide mit einem Quantenspin in entgegengesetzte Richtungen. Somit beträgt die maximal mögliche Anzahl von Elektronen für die erste Energiepegelschale K 2. Dies spiegelt sich in der Tatsache wider, dass Helium ein Edelgas ist, jedoch nur 2 enthält. Die zweite Energiepegelhülle L hat das s-Orbital und die zusätzlichen 3 p-Orbitale. Diese addieren sich zu vier Orbitalen oder 8 Elektronen. Da sich die am häufigsten verwendeten Elemente in der zweiten und dritten Periode befinden, wird die Oktettregel häufig verwendet.

Elemente des dritten Energieniveaus sind sehr ähnlich. Sie folgen immer noch der Oktettregel, denn obwohl sie jetzt 5-d-Orbitale haben, muss kein Orbital gefüllt werden. Die elektronische Konfiguration zeigt, dass 4s vor 3d gefüllt ist, so dass sie das d-Orbital nicht füllen müssen, daher befolgen sie normalerweise auch die Oktettregel. Im Gegensatz zu Elementen der zweiten Reihe (siehe Gavin) sind jedoch Schalenelemente der dritten Energieebene. s Kommentar für Referenz) sind nicht auf die Oktettregel beschränkt. Sie können in bestimmten Fällen hypervalente Moleküle bilden, in denen das Orbital verwendet und gefüllt wird – dies ist nicht bei allen scheinbaren hypervalenten Molekülen der Fall, SF6 ist nicht hypervalent, es verwendet schwache Ionenbindungen und Polarität, aber es gibt immer noch hypervalente Moleküle da draußen. Es wird immer davon abhängen, welcher Zustand in Bezug auf die Elektrostatik bequemer ist.

In der Schale der vierten Energieebene werden f-Orbitale eingeführt, aber wir sind noch nicht einmal nahe daran, sie zu diesem Zeitpunkt zu füllen, da wir zuerst die d-Orbitale füllen müssen. Die 5-d-Orbitale bedeuten 10 Elektronen, plus die vorherigen acht aus der Oktettregel summieren sich zu 18. Dies ist der Grund, warum das Periodensystem 18 Spalten enthält. Nun überlagert sich eine neue Regel, und dies ist die bekannte 18-Elektronen-Regel, die oben erwähnt wurde. Übergangsmetalle halten sich häufiger an diese Regel als nicht, obwohl es Fälle gibt, in denen sie immer noch die Oktettregel befolgen.An diesem Punkt können wir mit so vielen zu füllenden Orbitalen und mit einer Rolle der Elektrostatik bei der elektronischen Konfiguration mit bestimmten Metallen unterschiedliche Kationen aus demselben Element erhalten. Aus diesem Grund diskutieren sie Oxidationszustandszahlen nicht mit Übergangsmetallen wie in den ersten drei Zeilen der Tabelle.

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