Voiko atomissa olla enemmän kuin 8 valenssielektronia? Jos ei, miksi 8 on raja?

2017-10-27 päivitys

[HUOMAUTUS: Aikaisemmat merkinnät- keskitetty vastaus, muuttumaton, on tämän päivityksen alapuolella.]

Kyllä. Vaikka valenssielektronien oktetti luo poikkeuksellisen syvän energiaminimin useimmille atomille, se on vain minimi, ei ole perustavanlaatuinen Jos on riittävän vahvoja kompensoivia energiatekijöitä, jopa voimakkaasti oktetteja suosivat atomit voivat muodostaa stabiileja yhdisteitä, joissa on enemmän (tai vähemmän) kuin kahdeksan valenssisen kuorielektronin kanssa.

Kuitenkin samat sitoutumismekanismit, jotka mahdollistavat muodostumisen yli 8: n valenssikuoren ansiosta myös sellaisten kuorien vaihtoehtoiset rakenteelliset tulkinnat riippuvat enimmäkseen siitä, tulkitaanko tällaiset sidokset ionisina vai kovalentteina. Manishearthin erinomainen vastaus tarkastelee tätä kysymystä paljon yksityiskohtaisemmin kuin minä täällä.

Rikkiheksafluoridi, $ \ ce {SF6} $, on ilahduttava esimerkki tästä epäselvyydestä. Kuten kuvasin kaavamaisesti alkuperäisessä vastauksessani, $ \ ce {SF6} $: n keskeinen rikkiatomi voidaan tulkita joko:

(a) rikkiatomi, jossa kaikki 6 sen valenssielektronia on ollut kuusi fluoriatomia täysin ionisoituna tai

(b) rikkiatomi, jolla on vakaa, erittäin symmetrinen 12-elektroninen valenssikuori, jonka sekä luovat että stabiloivat kuusi oktaedrisesti sijoitettua fluoriatomia, joista kukin kovalenttisesti jakaa elektroniparin keskeisen rikkiatomin kanssa.

Vaikka molemmat näistä tulkinnoista ovat uskottavia puhtaasti rakenteellisesta näkökulmasta, ionisaatiotulkinnalla on vakavia ongelmia.

Ensimmäinen ja suurin ongelma on että kaikkien 6 rikin valenssielektronin täydellinen ionisointi vaatisi epärealistisia energiatasoja (”tähtitieteellinen” saattaa olla sopivampi sana).

Toinen asia on, että $: n vakaus ja puhdas oktaedrinen symmetria \ ce {SF6} $ viittaa vahvasti siihen, että rikkiatomin ympärillä olevat 12 elektronia ovat saavuttaneet vakaan, hyvin määritelty energiaminimi, joka poikkeaa tavallisesta oktetirakenteestaan.

Molemmat kohdat tarkoittavat, että yksinkertaisempi ja energisesti tarkempi tulkinta rikkivalenssikuoresta $ \ ce {SF6} $: ssa on, että siinä on 12 elektronia vakaa, ei-oktettikokoonpano.

Huomaa myös, että rikkille tämä 12 elektronin vakaa energiaminimi ei liity siirtymäelementin kuoreissa havaittavaan valenssiin liittyvien elektronien suurempaan määrään, koska rikki ei yksinkertaisesti sisällä tarpeeksi elektroneja päästäksesi näihin monimutkaisempiin kiertoradoihin. $ \ Ce {SF6} $: n 12 elektronin valenssikuori on sen sijaan sääntöjen todellinen taivutus atomille, joka mieluummin omistaa valenssielektronien oktetin.

Siksi minun yleinen vastaus tähän kysymykseen on yksinkertaisesti ”kyllä”.

Kysymys: Miksi oktetit ovat erityisiä?

Kääntöpuoli siitä, kuorivatko stabiilit ei-oktettivalenssit on olemassa tämä: Miksi oktetin kuoret tarjoavat energiaminimin, joka on niin syvä ja yleismaailmallinen, että koko jaksollinen taulukko on rakennettu riveiksi, jotka päättyvät (paitsi heliumia) jaloilla kaasuilla, joissa on oktetin valenssikuoret?

pähkinänkuoressa, syy on, että millä tahansa energiatasolla, joka ylittää kuoren $ n = 1 $ (helium) erikoistapauksen, ”suljetun kuoren” kiertoratajoukko $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ on ainoa orbitaalien yhdistelmä, joiden kulmamomentit ovat (a) kaikki keskenään ortogonaalisia, ja (b) kattavat kaikki tällaiset kolmiulotteisen avaruuden ortogonaaliset mahdollisuudet.

Tämä on kulmamomenttivaihtoehtojen ainutlaatuinen ortogonaalinen osiointi 3D-tila, joka tekee $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ kiertoradan oktetista sekä erityisen syvän että merkityksellisen myös korkeimmissa energiankuorissa. Fyysinen todiste tästä on jalokaasujen silmiinpistävässä vakaudessa.

Syy kulmamomenttitilojen ortogonaalisuuteen on niin tärkeä atomimittakaavassa on Paulin poissulkemisperiaate, joka edellyttää, että jokaisella elektronilla on oma ainutlaatuinen tila. Ortogonaalisten kulmamomenttitilojen tarjoaminen tarjoaa erityisen puhtaan ja helpon tavan aikaansaada voimakas tilan erottelu elektroni-orbitaalien välillä ja siten välttää Paulin poissulkemisesta aiheutuvat suuremmat energiarangaistukset. huomattavasti vähemmän houkutteleva energisesti. Koska ne pakottavat useamman kiertoradan jakamaan saman pallotilan kuin oktetin täysin ortogonaaliset $ p_x $, $ p_y $ ja $ p_d $ kiertoradat, $ d $, $ f $ ja korkeammat kiertoradat ovat yhä vähemmän ortogonaalisia ja tällöin Paulin syrjäytymisrangaistuksia voidaan korottaa.

Viimeinen huomautus

Voin myöhemmin lisätä toisen lisäyksen selittämään kulmamomentin ortogonaalisuutta klassisilla, satelliittityyppisillä kiertoradoilla. Jos teen, lisätään myös hieman selitystä siitä, miksi $ p $ -radalla on niin outoja eroja tyhmämuotoja.

(Vihje: Jos olet koskaan nähnyt ihmisten luoman kaksi silmukkaa Yksittäinen ohitusköysi, tällaisten kaksoissilmukoiden takana olevilla yhtälöillä on odottamattomia yhtäläisyyksiä yhtälöihin $ p $ orbitaalien takana.)

Alkuperäinen 2014-ish vastaus (Ei muutoksia )

Tämän vastauksen tarkoituksena on täydentää Manishearthin aikaisempaa vastausta eikä kilpailla sen kanssa. Tavoitteenani on osoittaa, kuinka oktettisäännöistä voi olla hyötyä jopa molekyyleille, joiden valenssikuoressa on enemmän kuin tavallinen kahdeksan elektronin komplementti.

Kutsun sitä luovutusmerkinnäksi, ja se juontaa juurensa lukiossani. päivät, jolloin mikään pikkukaupungin kirjastoni tekstien kemia ei vaivautunut selittämään, kuinka nämä happisidokset toimivat anioneissa, kuten karbonaatti, kloraatti, sulfaatti, nitraatti ja fosfaatti.

Tämän merkinnän taustalla oleva idea on yksinkertainen. Aloitat elektronipistemerkinnällä ja lisää sitten nuolet, jotka osoittavat, ”lainaaako” muita atomeja kutakin elektronia. Nuoli nuolella tarkoittaa, että elektroni ”kuuluu” pääasiassa atomiin nuolen pohjassa, mutta toinen atomi käyttää sitä tämän atomin oktetin täydentämiseen. Yksinkertainen nuoli ilman pisteitä osoittaa, että elektroni on tällöin lähtenyt alkuperäisestä atomista. Tällöin elektroni ei ole enää kiinnitettynä nuoleen, vaan se näkyy sen sijaan valenssielektronien määrän kasvuna nuolen lopussa olevissa atomissa.

Tässä on esimerkkejä pöytäsuolan (ioninen) ja hapen (kovalentti) käytöstä:

Huomautus että $ \ ce {NaCl} $: n ionisidos näkyy yksinkertaisesti nuolena, mikä osoittaa, että se on ”lahjoittanut” uloimman elektroninsa ja pudonnut takaisin elektronien sisäiseen oktettiinsa täyttääkseen omat loppuunsaattamisensa prioriteetit. (Tällaiset sisäiset oktetit ovat ei koskaan näytetä.)

Kovalenttisia sidoksia tapahtuu, kun kukin atomi lisää yhden elektronin sidokseen. Lahjoituskirja osoittaa molemmat elektronit, joten kaksinkertaisesti sitoutunut happi loppuu neljällä nuolella atomien välissä.

Luovutusmerkintöjä ei kuitenkaan oikeastaan tarvita yksinkertaisille kovalenttisille sidoksille. Se on tarkoitettu enemmän osoittamaan, miten sitoutuminen toimii anioneissa. Kaksi läheisesti liittyvää esimerkkiä ovat kalsiumsulfaatti ($ \ ce {CaSO4} $, tunnetaan paremmin nimellä kipsi) ja kalsiumsulfiitti ($ \ ce {CaSO3} $, yleinen elintarvikkeiden säilöntäaine. ):

Näissä esimerkeissä kalsium luovuttaa pääasiassa ionisidoksen kautta, joten sen osuus tulee nuolipari, joka lahjoittaa kaksi elektroniota anionin ytimeen täydentäen rikkiatomin oktetin. Happiatomit kiinnittyvät sitten rikkiin ja ”lainaa” kokonaisia elektronipareja ilman, että ne todella antaisivat mitään vastineeksi. Tämä lainamalli on tärkeä tekijä sille, miksi voi olla useampi kuin yksi anioni alkuaineille, kuten rikki (sulfaatit ja sulfiitit) ja typpi (nitraatit ja nitriitit). Koska happiatomeja ei tarvita, jotta keskiatomi muodostaa täyden oktetin, on on mahdollista, että jotkut kesk oktetin parit pysyvät kiinnittymättä.Tämä johtaa vähemmän hapettuneeseen anioon kuten sulfiitit ja nitriitit.

Lopuksi, epäselvämpi esimerkki on rikkiheksafluoridi:

Kuvassa on kaksi vaihtoehtoa. Pitäisikö $ \ ce {SF6} $ mallintaa kuin rikki olisi metalli, joka luovuttaa kaikki elektroninsa hyperagressiivisille fluoriatomeille (vaihtoehto a), tai jos oktettisääntö antaa periksi heikommalle, mutta edelleen toimiva 12 elektronin sääntö (vaihtoehto b)? Joitakin kiistoja on jo tänään siitä, kuinka tällaisia tapauksia tulisi käsitellä. Lahjoitusmerkintä osoittaa, kuinka oktetin näkökulmaa voidaan edelleen soveltaa tällaisiin tapauksiin, vaikka ei ole koskaan hyvä idea luottaa ensimmäisen asteen likiarvomalleihin tällaisissa äärimmäisissä tapauksissa.

2014-04-04 Päivitä

Lopuksi, jos olet kyllästynyt pisteisiin ja nuoliin ja kaipaat jotain lähempänä tavanomaista valenssisidoksen merkintää , nämä kaksi vastaavuutta ovat käteviä:

Ylempi suoraviivainen vastaavuus on triviaali, koska tuloksena oleva viiva on ulkonäöltään ja merkitykseltään identtinen orgaanisen kemian tavanomaisen kovalenttisen sidoksen kanssa.

Toinen merkintä u-bond on uusi. Keksin sen turhautumisesta lukiossa jo 1970-luvulla (kyllä, olen niin vanha), mutta en koskaan tehnyt mitään sen kanssa tuolloin.

Kuten suoraviivaisella kovalenttisella sidoksella, myös u-sidoksen muodostava viiva edustaa yhtä elektroniparia. U-sidoksessa U: n pohjassa oleva atomi kuitenkin luovuttaa molemmat elektronit parissa. Tuo atomi ei saa mitään kaupasta, joten mikään sen sidontatarpeista ei muutu tai tyydy. Tätä sidoksen loppuun saattamisen puutetta edustaa rivien puuttuminen u-sidoksen tältä puolelta.

U: n yläosassa oleva kerjäläinen atomi käyttää molempia elektronien ilmaiseksi, mikä puolestaan tarkoittaa, että kaksi sen valenssisidontarpeet täyttyvät. Nationaalisesti tätä heijastaa se tosiasia, että U: n molemmat linjan päät ovat tuon atomin vieressä.

Kokonaisuutena tarkasteltuna u-sidoksen alaosassa oleva atomi sanoo ”minä en ”tykkää siitä, mutta jos olet että epätoivoinen pari elektronia, ja jos lupaat pysyä hyvin lähellä, annan sinun tarttua kiinni pariin elektroneja jo valmiista oktet. ”

Hiilimonoksidi ja sen hämmentävä” miksi hiilellä on yhtäkkiä kahden valenssi? ” rakenne osoittaa hienosti, kuinka u-sidokset tulkitsevat tällaisia yhdisteitä perinteisempien sidontalukujen suhteen:

Huomaa, että kaksi hiilen neljästä sidoksesta erotetaan tavallisilla kovalenttisilla sidoksilla hapen kanssa, kun taas loput kaksi hiilisidosta ratkaistaan muodostamalla u- sidos, jonka avulla kerjäläinen hiili ”jakaa” yhden elektronipareista hapen jo täynnä olevasta oktetista. Hiili pääsee neljään linjan päähän, jotka edustavat sen neljää sidosta, ja happi pääsee kahteen. Molempien atomien vakiolukumäärät ovat siis tyytyväisiä.

Toinen hienovaraisempi näkemys tästä luvusta on, että koska u-sidos edustaa yhtä elektroniparia, yhden u-sidoksen ja kahden perinteisen kovalenttisen sidoksen yhdistelmä hiili- ja happiatomien välillä on yhteensä kuusi elektronia, joten sillä pitäisi olla yhtäläisyyksiä kahden typpiatomin välisen kuuden elektronin kolmoissidoksen kanssa. Tämä pieni ennuste osoittautuu oikeaksi: typpi- ja hiilimonoksidimolekyylit ovat itse asiassa elektronikonfiguraation homologeja, joista yksi on seurausta siitä, että niillä on lähes identtiset fysikaaliset kemialliset ominaisuudet.

Alla on muutama esimerkki kuinka u-sidosmerkintä voi tehdä anionit, jalokaasuyhdisteet ja parittomat orgaaniset yhdisteet näyttävät hieman vähemmän salaperäisiltä:

kommentit

• Pahoittelen, että minun on annettava kriittinen kommentti niin arvostetusta vastaus, mutta tämä ei ole vastaus kysymykseen, vaan pikemminkin vaihtoehtoinen resonanssirakenteiden graafinen esitys.
• Minun on sekunnoitava @Eric ’ kommentti. On valitettavaa, että tämä on niin paljon äänestetty vastaus, joka edistää aivan liian yksinkertaista käsitettä. Varsinkin päivityksen jälkeen hiilidioksidin ” u ” -merkinnällä ei ole mitään järkeä. Tämä on erittäin monimutkainen molekyyli, ja niin kutsuttu ” u-sidos ” ei ole erotettavissa perinteisestä sidoksesta.
• @TerryBollinger Esimerkki atomista, jossa on yli 8 valenssielektronia, on siirtymämetalli. Muita ovat aktinidit ja lantanidit. Emme todellakaan tarvitse ’ 4D-maailmankaikkeutta, jotta meillä olisi yli 8 valenssielektronia sisältäviä atomeja.
• En todellakaan voi uskoa, että tämä vastaus pahentui alun perin oli. 12 elektronivalenssikotelosi mukana tulee olla myös edellytys sille: elektronien pitäminen rikin d-orbitaaleissa; joka on kumottu melko monta kertaa. (Laajennettu oktetti, hypervalentti liipaisusanojen nimeämiseksi.) Lisäksi on ehdottoman tarpeetonta kuvata sitoutumista tällä tavalla, samoin kuin resonanssi, ja 3c2e- ja 3c4e-sidosten yhdistelmä on myös tarpeeton kainalosauva, mutta ainakin se ’ eivät ole täysin väärässä. Joukkovelkakirjoilla voi olla kovalenttinen ja ioninen vaikutus.
• Tällä hetkellä on jo ainakin kolme vastausta. Valitettavasti niitä ei ole kirjoitettu yhtä harhaanjohtavasti kuin sinun, koska se ei yksinkertaisesti ole niin yksinkertaista kuin esität. Juuri tämänkaltaiset vastaukset pitävät puretut tieteelliset myytit elossa. Ainoa tapa torjua on kertoa sinulle: Olet väärässä.

Kyllä, voi. Meillä on molekyylejä, jotka sisältävät ”superoktetatomeja”. Esimerkkejä:

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

Melkein kaikilla koordinaatioyhdisteillä on superoktetin keskiatomi.

Myös muut kuin metallit jaksosta 3 lähtien ovat alttiita tälle.Halogeenit, rikki ja fosfori ovat toistuvia rikkomuksia, kun taas kaikki jalokaasuyhdisteet ovat superoktetia. Rikin valenssi voi siis olla +6, fosfori +5 ja halogeenien +1, +3, +5 ja +7. Huomaa, että nämä ovat edelleen kovalentteja yhdisteitä – arvo koskee myös kovalenttisia sidoksia.

Syy, miksi tätä ei yleensä näy, on seuraava. Johdamme sen periaatteessa atomi-orbitaalit .

aufbau -periaatteella elektronit täyttyvät näihin kiertoradoihin ajanjaksolle $ n $:

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

(teoreettisesti sinulla ei ole $ (n-3) \ mathrm {g} $ ennen dollaria \ \ mathrm {f} $ ja niin edelleen. Mutta meillä ei vielä ole atomeja näiden orbitaalien kanssa)

Nyt uloin kuori on $ n $. Kullakin jaksolla on vain kahdeksan paikkaa, jotka täytetään tähän kuoreen Aufbau-periaatteella – 2 in $ n \ mathrm {s} $ ja 6 in $ n \ mathrm {p} $. Koska jaksollisen taulukomme noudattaa melko paljon tätä periaatetta, emme yleensä näe superoktetatomeja.

Mutta $ \ mathrm {d, f} $ kiertoradat että kuori on edelleen olemassa (tyhjinä kiertoradoina) ja se voidaan täyttää tarvittaessa. ”Olemassaololla” tarkoitan, että niillä on tarpeeksi vähän energiaa, jotta ne voidaan helposti täyttää. Yllä olevat esimerkit koostuvat keskiatomista, joka on vienyt nämä tyhjät orbitaalit hybridisaatioonsa ja synnyttänyt superoktettilajin (koska kovalenttiset sidokset lisäävät kumpikin elektronin). kuoret merkitty. Olen käyttänyt kuorikirjaimia numeroiden sijasta sekaannusten välttämiseksi. $ K, L, M, N $ viittaavat kuoreen 1,2,3,4 jne. Kun taulukon osaan on merkitty ”M9-M18”, tämä tarkoittaa, että kyseisen lohkon ensimmäinen elementti ”täyttää” yhdeksännen elektronin M (kolmannessa) kuoressa ja viimeinen elementti täyttää kahdeksastoista.

Napsauta suurentaaksesi:

_{(Johdannaineesta tämä kuva )}

Huomaa, että muutamia epäsäännöllisyyksiä on $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, ja koko joukko muita, joita en ole erikseen merkinnyt taulukkoon.

Kommentit

• Minusta on pakko lisää vastuuvapauslauseke niin voimakkaasti äänestettyyn vastaukseen. Vaikka yleisesti opetetaan sellaisenaan alkukemiassa, d-orbitaalien osallistuminen hypervalenssiin ei ole totta , koska ne eivät itse asiassa ole ole riittävän vähäisiä energiaa täytettäväksi . Gavin Kramar ’ vastaus tähän kysymykseen kuvaa tarkemmin hypervalenssia.

Kemiassa ja tieteessä yleensä on monia tapoja selittää sama empiirinen sääntö. Annan tässä yleiskatsauksen, joka on erittäin kevyt kvanttikemialle: sen pitäisi olla melko luettavissa aloittelijoiden tasolla, mutta en selitä syvimmällä syyllä sähköisten kuorien olemassaoloa.

Viittaamasi ”sääntö” tunnetaan nimellä oktettisääntö , ja yksi sen muotoiluista on, että

matalat ( Z < 20) atomiluku pyrkii yhdistymään siten, että kummankin valenssikuorissa on kahdeksan elektronia

Huomaat, että kyse ei ole erityisesti maksimaalisesta valenssista (ts. Elektronien määrä valenssikuoressa), mutta ensisijainen valenssi molekyyleissä. Sitä käytetään yleisesti molekyylien Lewis-rakenteen määrittämiseen.

Oktetisääntö ei kuitenkaan ole tarinan loppu. Jos tarkastelet vetyä (H) ja heliumia (He), huomaat, etteivät ne pidä parempana kahdeksanelektristä valenssia, vaan kahdenelektronisen valenssin: H ₂ , HF, H ₂ O, He (jolla on jo kaksi elektronia ja joka ei muodosta molekyylejä). Tätä kutsutaan duettisääntö . Lisäksi raskaampia elementtejä, mukaan lukien kaikki siirtymämetallit noudattavat osuvasti nimettyä 18-elektronisääntöä kun ne muodostavat metallikomplekseja. Tämä johtuu atomien kvanttisesta luonteesta, jossa elektronit on järjestetty kuoriin : ensimmäinen (nimeltään K-kuori) sisältää 2 elektronia, toisessa (L-kuori) on 8, kolmannessa (M-kuori) 18. Atomit yhdistyvät molekyyleiksi yrittämällä useimmissa tapauksissa valenssielektronit täyttämään kokonaan kuori.

Lopuksi on olemassa elementtejä, jotka joissakin kemiallisissa yhdisteissä rikkovat duetto / oktetti / 18-elektronin säännöt.Suurin poikkeus on hypervalenttien molekyylien perhe , jossa pääryhmäelementin valenssikuoressa on nimellisesti yli 8 elektronia. Fosfori ja rikki ovat yleensä alttiita muodostamaan hypervalentteja molekyylejä, mukaan lukien $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , ja niin edelleen. Joitakin muita elementtejä, jotka voivat myös toimia tällä tavalla, ovat jodi (esim. Muodossa $ \ ce {IF7} $), ksenoni (muodossa $ \ ce {XeF4} $) ja kloori (muodossa $ \ ce {ClF5} $). (Tämä luettelo ei ole tyhjentävä.)

Gavin Kramarin vastaus selittää, kuinka tällaisia hypervalentteja molekyylejä voi syntyä huolimatta ilmeisesti oktetin rikkomisesta sääntö.

Kommentit

• Tämä voi olla määritelmäkysymys, jos kysyjä on lukiossa tai vasta valmistunut. Hyllyltä vedetyt lukion oppikirjojen kolme ensimmäistä painosta (AP ja alkukemia) käyttävät valenssielektronien määritelmää ” elektronina korkeimmalla miehitetyllä pääenergiatasolla ”.
• Huomaa, että 18electron / EAN-sääntöä ei ’ noudateta aina. Paramagneettiset oktaedriset kompleksit eivät koskaan seuraa sitä . He eivät voi ’ t. Tetraedriset / neliön tasomaiset kompleksit eivät myöskään voi. Nämä ovat kuitenkin yleensä superoketteja.
• @ManishEarth I ’ olen hyvin huolissani joistakin SE: llä annetuista vastauksista, jotka kattavat sähköisen rakenteen käsitteet. Mietin, olisiko hyödyllistä aloittaa metakeskustelu siitä, kuinka vastata ” miksi ” kysymyksiin vuodelta 1900 ’ s kemiallisen sitoutumisen teoria – pitäisikö vastauksen vastata vanhojen kemiallisten sääntöjen vai kvanttimekaniikan suhteen?
• On joitain molekyylejä, joissa on heliumia. Esimerkiksi heliumhydridi.

Jotakin, joka on syytä lisätä tähän keskusteluun ja jonka ”yllättynyt ei ole” t on mainittu tällaisista ”hypervalenteista” molekyyleistä, kuten $ \ ce {SF6} $.

Yksi professoreistani yliopistossa ilmoitti minulle, että yleinen selitys (että tyhjät d-orbitaalit ovat tyhjiä ja siten käytettävissä) on todella todennäköisesti väärä. Tämä on vanhan mallin selitys, joka on vanhentunut, mutta jota jostain syystä opetetaan jatkuvasti kouluissa. Lainaus Wikipedia-artikkelista kiertoradan hybridisaatiosta :

Vuonna 1990 Magnusson julkaisi uraauurtava työ, joka sulkee pois lopullisesti d-orbitaalisen hybridisaation merkityksen sitoutumisessa toisen rivin elementtien hypervalenteissa yhdisteissä.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Kun todella tarkastelet lukuja, näihin kiertoradoihin liittyvä energia on huomattavasti suurempi kuin kokeellisesti löydetty sidosenergia molekyylit, kuten $ \ ce {SF6} $, mikä tarkoittaa, että on erittäin epätodennäköistä, että d-orbitaalit ovat lainkaan mukana tämäntyyppisessä molekyylirakenteessa.

Tämä jättää meidät juuttumaan itse asiassa oktettiin sääntö. Koska $ \ ce {S} $ ei pääse d-orbitaaleihinsa, sen valenssissa voi olla korkeintaan 8 elektronia (katso muut tämän sivun keskustelut valenssimäärityksistä jne., Mutta perusmäärityksen mukaan kyllä, vain 8 ). Yleinen selitys on ajatus 3-keskitetystä 4-elektronisidoksesta, mikä on pohjimmiltaan ajatus siitä, että rikki ja kaksi fluoria, jotka ovat 180 astetta toisistaan, jakavat vain 4 elektronia molekyylipyöränsä välillä.

Yksi tapa ymmärtää tämä on harkittava resonanssirakenteiden paria, jossa rikki on sitoutunut kovalenttisesti yhteen $ \ ce {F} $ ja ionisesti toiseen:

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

Kun keskiarvot laskevat nämä kaksi rakennetta, huomaat, että rikki ylläpitää positiivista varausta ja että jokaisella fluorilla on eräänlainen ”puoli” varaus. Huomaa myös, että rikkillä on vain kaksi elektronia yhdistettynä molemmissa rakenteissa, mikä tarkoittaa, että se on sitoutunut onnistuneesti kahteen fluoriin ja kerännyt vain kahta elektronia. Syy siihen, että niiden on oltava 180 asteen etäisyydellä toisistaan, johtuu molekyylien orbitaalien geometriasta, joka ei kuulu tämän vastauksen piiriin.

Joten vain tarkastellaksemme, olemme sitoutuneet kahteen fluoriin rikki kerää kaksi elektronia ja yhden positiivisen varauksen rikkiin. Jos sidosimme loput neljä fluoridia $ \ ce {SF6} $: sta normaalilla kovalenttisella tavalla, päädymme edelleen 10 elektroniin rikin ympärille. Joten käyttämällä toista 3-keskipiste-4-elektronisidosparia, saavutamme 8 elektronia (täyttämällä sekä s- että p-valenssirata), että rikkihapolle maksetaan $ + 2 $ -varaus ja neljä fluoria, jotka ovat mukana 3c4e-sidoksessa.(Tietysti kaikkien fluorien on oltava samanarvoisia, joten varaus jakautuu tosiasiallisesti kaikkien fluorien ympärille, jos otat huomioon kaikki resonanssirakenteet).

On todellakin paljon todisteita tukee tätä sitoutumistyyliä, joista yksinkertaisin havaitaan katsomalla sidosten pituuksia molekyyleissä, kuten $ \ ce {ClF3} $ (T-muotoinen geometria), jossa kahdella fluorilla, jotka ovat 180 astetta toisistaan, on hieman pidempi sidos klooriin kuin muut fluorit, mikä osoittaa heikentyneen kovalenttimäärän näissä kahdessa $ \ ce {Cl-F} $ -sidoksessa (seurauksena kovalenttisen ja ionisen sidoksen keskiarvon laskemisesta).

Jos olet kiinnostunut kyseisten molekyylirataelinten yksityiskohdista, voit lukea tämän vastauksen .

TL; DR-hypervalenssi ei todellakaan ole olemassa, ja yli $ \ ce {8 e -} $: n siirtymättömissä metalleissa on paljon vaikeampi kuin luulisi.

Kommentit

• Kuten aiemmin mainitsin, tämä on vastaus täällä.

Tähän kysymykseen voi olla vaikea vastata, koska ovat pari valenssielektronien määritelmää. Joissakin kirjoissa ja sanakirjoissa valenssielektronit määritellään ”ulkokuorielektroneiksi, jotka osallistuvat kemialliseen sitoutumiseen”, ja tämän määritelmän mukaan elementeillä voi olla yli 8 valenssielektronia, kuten selitetään F ”x: llä.

Jotkut kirjat ja sanakirjat määrittelevät valenssielektronit ”elektronina korkeimmalla pääenergiatasolla”. Tämän määritelmän mukaan elementillä olisi vain 8 valenssielektronia, koska $ n-1 $ $ d $ kiertoradat täyttyvät $ n $ $ s $ kiertoradan ja sen jälkeen $ n $ $ p $ kiertoradat täyttyvät. Joten korkein pääenergiataso, $ n $, sisältää valenssielektroneja. Tämän määritelmän mukaan siirtymämetalleilla kaikilla on joko 1 tai 2 valenssielektronia (riippuen siitä kuinka monta elektronia on $ s $ vs. $ d $ kiertoradat).

Esimerkkejä:

• Ca: lla, jolla on kaksi $ 4: n $ elektronia, olisi kaksi valenssielektronia (elektronit 4. pääenergiatasolla). .
• Sc kahdella $ 4s $ -elektronilla ja yhdellä $ 3d $ -elektronilla on kaksi valenssielektronia.
• Cr yhdellä $ 4s $ -elektronilla ja viidellä $ 3d $ -elektronilla. roneilla on yksi valenssielektroni.
• Ga, jolla on kaksi $ 4s $ elektronia, kymmenen $ 3d $ elektronia ja yksi $ 4p $ elektronilla olisi kolme valenssielektronia.

Toisen määritelmän mukaan heillä voi olla enemmän, koska heillä on enemmän ”ulkokuoren” elektroneja (kunnes kuori $ d $ on täytetty).

Valenssielektronien ”korkeimman pääenergiatason” määritelmän avulla voit ennustaa siirtymämetalli-ionien paramagneettisen käyttäytymisen oikein, koska valenssielektronit ($ d $ -elektronit) menetetään ensin, kun siirtymämetalli muodostaa ioni.

”Säännön” ja luonnonlain välillä on suuri ero. ”Oktetisääntö” on viime vuosisadan vaihteen käsite, joka jotenkin onnistui pääsemään johdantokemian kirjoihin eikä koskaan saanut potkia nykyaikaisen kvanttimekaniikan myötä. (Todellinen todiste: yksittäisten elektronien tunnistaminen ”valenssiksi” tai ”ei valenssiksi” on mahdotonta.)

Siksi et löydä fyysisten todisteiden perusteella vastausta miksi / miksi ei sääntö, joka ei perustu fyysisiin todisteisiin, pitää paikkansa.

Atomit ottavat paikkakokoonpanonsa, koska se sattuu olemaan sähköstaattisesti suotuisa olosuhde, ei siksi, että elektronit käyttävät itseään kuin ”aikavälit”. h3> Kommentit

• Se pääsi todennäköisesti sisään, koska käsitteellä oli helppo selittää paljon, eikä se ’ t saada potkut ulos, koska se voi silti selittää paljon hyvin yksinkertaisella tavalla, ollessaan riittävän lähellä totuutta samalla. Vaikka elektroneja ei ehkä ole mahdollista tunnistaa, on mahdollista laskea kiertoradat eli elektroniparit ja jongleeraamalla hybridisaation ja sekoittamisen avulla, määrittelemällä ne joko ydin- orbitaaleiksi tai valenssi-orbitaaleiksi , jälkimmäiset yleensä keskipisteiksi sidoksen / atomin kohdalla ja antamalla neliytyyppinen ratkaisu atomia kohti.

Miksi 8? ei ole oikeastaan käsitellyt yllä olevilla vastauksilla, ja vaikka se onkin tangentiaalinen kysymykseen, se on jonkin verran tärkeää ottaa huomioon. Yleensä, mutta ei aina, atomit reagoivat muodostaen täydelliset kvantti ”kuoret”, elektronien ollessa vuorovaikutuksessa kaikkien orbitaaliensa kanssa.

Pääkvanttiluku ($ n $) määrittää atsimutaalisen kvanttimäärän enimmäismäärän ($ l $), siinä mielessä, että $ l $ voi ottaa arvoja vain välillä $ 0 $ – $ n-1 $. Ensimmäisellä rivillä siis $ n = 1 $ ja $ l = 0 $. Toisella rivillä $ n = 2 $ eli $ l = 0,1 $. Kolmannella rivillä $ n = 3 $, joten $ l = 0, 1, 2 $.

Atsimutaalinen kvanttiluku $ l $ määrittää mahdollisten magneettisten kvanttilukujen alueen ($ m_l $), joka on alueella $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Joten ensimmäisellä rivillä $ m_l = 0 $. Toisella rivillä, kun $ n = 2 $ ja $ l = 1 $, niin $ m_l = -1, 0, 1 $.Kolmannella rivillä: $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Lopuksi spin-kvanttiluku $ m_s $ voi olla joko $ + 1/2 $ tai $ -1 / 2 $.

Kunkin kuoren täyttävien elektronien määrä on yhtä suuri kuin kvanttilukujen yhdistelmien määrä. Jos $ n = 2 $, tämä on

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

yhteensä 8 elektronia.

Th Toinen rivi sisältää ”orgaanisia yhdisteitä”, joista tunnetaan miljoonia, joten kemian opetuksessa on usein ennakkoluuloja keskittyä ”oktettisääntöön”. Itse asiassa vedyn, heliumin (ja kaasufaasissa dimerisoituvan litiumin) osalta on otettava huomioon duettosääntö ja siirtymämetalleille ”18 sääntö”. Siitä, missä asiat muuttuvat ”piikiksi”, on piitä kloorin kautta. Nämä atomit voivat muodostaa kokonaisen kvanttikuoren oktettisäännön kautta, tai ”laajentaa” oktettejaan ja olla 18 säännön alaisia. Tai välissä olevat tilanteet, kuten rikkiheksafluoridi.

Muista, tämä on karkea yksinkertaistaminen, koska nämä atomi-orbitaalit sekoittuvat muodostaen molekyyli-orbitaaleja, mutta atomi-orbitaalien lukumäärä vaikuttaa ja korreloi suoraan saatujen molekyylien kiertoradojen lukumäärän kanssa, joten atomi-kvanttilukujen yhdistelmä tarjoaa edelleen mielenkiintoista tietoa. / p>

kommentit

• hauska tosiasia: Lewis ei koskaan keksinyt termiä ” oktettisääntö ”. Hän kutsui sitä yksinkertaisesti kahden säännöksi ja totesi, että monien elementtien liittämiseen käytetään neljää elektroniparia.

Katsotaanpa jaksollista taulukkoa: ensimmäisellä rivillä on vain kaksi elementtiä: vety ja helium. He eivät noudata oktettisääntöä. Vety voi olla korkeintaan kaksi elektronia valenssiradalla. Osoittautuu, että oktettisääntö ei ole yksinomainen, eli se ei ole ainoa sääntö, joka auttaa ymmärtämään Lewisin rakennetta ja elektronikonfiguraatiota. Miksi sitten käytämme oktettisääntöä?

Jokainen jaksollisen jakson jakso edustaa atomin energiakuorta. Ensimmäinen jakso edustaa kuorta K, ensimmäistä energiatasoa, jolla on vain s kiertorata. Jokainen kiertorata voidaan täyttää vain kahdella elektronilla, molemmilla kvanttipyörimällä vastakkaisiin suuntiin. Ensimmäisen energiatason kuoren, K, suurin mahdollinen elektronien lukumäärä on 2. Tämä heijastuu tosiasiassa, että helium on jalokaasu, mutta sisältää vain 2. Toisella energiatason kuorella L on s orbitaali ja ylimääräiset 3 p kiertoradat. Ne lisäävät jopa neljä orbitaalia tai 8 elektronia. Koska yleisimmin käytetyt elementit ovat toisella ja kolmannella jaksolla, oktettisääntö on usein käytössä.

Kolmannen energiatason elementit ovat hyvin samankaltaisia. He seuraavat edelleen oktettisääntöä, koska vaikka nyt on 5 d orbitaalia, yhtään kiertoradaa ei tarvitse täyttää. Sähköinen kokoonpano osoittaa, että 4s on täytetty ennen 3d: tä, joten niiden ei tarvitse täyttää d-kiertoradaa, joten ne noudattavat yleensä myös oktettisääntöä. Kolmannen energiatason kuorielementit, toisin kuin toisen rivin elementit, (katso Gavin ” s kommentti fir viite) eivät rajoitu oktetin sääntöön. Ne voivat muodostaa hypervalentteja molekyylejä tietyissä tapauksissa, joissa orbitaalin käyttö ja täyttää – näin ei ole kaikissa näennäisissä hypervalenteissa molekyyleissä, SF6 ei ole hypervalentti, se käyttää heikkoja ionisidoksia ja napaisuutta, mutta siellä on edelleen hypervalentteja molekyylejä. Se riippuu aina siitä, mikä tila on helpompi elektrostaattisesti.

Neljännen energiatason kuoressa on f orbitaaleja, mutta emme ole edes lähellä niiden täyttämistä siinä vaiheessa, koska meidän on ensin täytettävä d orbitaalia. 5 d kiertoradat merkitsevät 10 elektronia, plus kahdeksan edeltävää oktettisääntöä, summa on 18. Tämän vuoksi jaksollisessa taulukossa on 18 saraketta. Nyt uusi sääntö asetetaan päällekkäin, ja tämä on tunnettu 18-elektronin sääntö, joka mainittiin edellä. Siirtymämetallit noudattavat tätä sääntöä useammin kuin ei, vaikka on tilanteita, joissa ne noudattavat edelleen oktettisääntöä.Tässä vaiheessa, kun niin monta kiertorataa on täytettävä ja sähköstaatiolla on rooli elektronisessa kokoonpanossa, voimme saada erilaisia kationeja samasta elementistä tietyillä metalleilla. Siksi he eivät myöskään keskustele hapettumistilalukuista siirtymämetallien kanssa kuten taulukon kolmen ensimmäisen rivin kanssa.

Kommentit

• Tervetuloa Chemistry SE: hen, vastauksesi ei valitettavasti lisää ’ paljon aikaisempiin juttuihin. Ja selityksesi SF6: sta on väärä imo.