Un atome peut-il avoir plus de 8 électrons de valence? Si non, pourquoi 8 est la limite?

Mise à jour du 27/10/2017

[REMARQUE: Ma notation antérieure- La réponse focalisée, inchangée, est en dessous de cette mise à jour.]

Oui. Bien quavoir un octet délectrons de valence crée un minimum dénergie exceptionnellement profond pour la plupart des atomes, ce nest quun minimum, pas un fondamental Sil existe des facteurs dénergie de compensation suffisamment forts, même les atomes qui préfèrent fortement les octets peuvent former des composés stables avec plus (ou moins) que les 8 électrons de la couche de valence.

Cependant, les mêmes mécanismes de liaison qui permettent la formation des coques de valence supérieures à 8 permettent également des interprétations structurelles alternatives de ces coques, selon que ces liaisons sont interprétées comme ioniques ou covalentes. Lexcellente réponse de Manishearth explore cette question de manière beaucoup plus détaillée que je ne le fais ici.

Lhexafluorure de soufre, $ \ ce {SF6} $, fournit un délicieux exemple de cette ambiguïté. Comme je lai décrit schématiquement dans ma réponse originale, latome de soufre central dans $ \ ce {SF6} $ peut être interprété comme:

(a) Un atome de soufre dans lequel ses 6 électrons de valence ont été entièrement ionisé par six atomes de fluor, ou

(b) Un atome de soufre avec une couche de valence stable et hautement symétrique de 12 électrons qui est à la fois créée et stabilisée par six atomes de fluor situés dans loctaèdre, chacun deux de manière covalente partage une paire délectrons avec latome de soufre central.

Bien que ces deux interprétations soient plausibles dun point de vue purement structurel, linterprétation de lionisation pose de sérieux problèmes.

Le premier et le plus grand problème est que lionisation complète des 6 électrons de valence du soufre nécessiterait des niveaux dénergie irréalistes («astronomique» pourrait être un mot plus approprié).

Un deuxième problème est que la stabilité et la symétrie octaédrique propre de $ \ ce {SF6} $ suggère fortement que les 12 électrons autour de latome de soufre ont atteint un niveau stable, bien- dénergie minimale définie qui est différente de sa structure doctet habituelle.

Les deux points impliquent que linterprétation la plus simple et la plus énergétiquement précise de la couche de valence du soufre dans $ \ ce {SF6} $ est quelle a 12 électrons dans une configuration stable, sans octet.

Notez également que pour le soufre, ce minimum dénergie stable à 12 électrons nest pas lié au plus grand nombre délectrons liés à la valence observés dans les coques délément de transition, car le soufre na tout simplement pas assez délectrons pour accéder à ces orbitales plus complexes. La couche de valence à 12 électrons de $ \ ce {SF6} $ est au contraire une véritable flexion des règles pour un atome qui, dans presque toutes les autres circonstances, préfère avoir un octet délectrons de valence.

Cest pourquoi mon la réponse globale à cette question est simplement « oui ».

Question: Pourquoi les octets sont-ils spéciaux?

Le revers de la médaille de savoir si les coquilles de valence non octet existe est la suivante: Pourquoi les coquilles doctets fournissent-elles un minimum dénergie qui est si profond et universel que tout le tableau périodique est structuré en lignes qui se terminent (sauf pour lhélium) avec des gaz rares avec des coquilles de valence doctet?

In en un mot, la raison est que pour tout niveau dénergie supérieur au cas particulier de la coque $ n = 1 $ (hélium), lensemble orbitale « coque fermée » $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ est le seul combinaison dorbitales dont les moments angulaires sont (a) tous mutuellement orthogonaux, et (b) couvrent toutes ces possibilités orthogonales pour lespace tridimensionnel.

Cest cette partition orthogonale unique des options de moment angulaire dans Espace 3D qui rend loctet orbital $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ à la fois particulièrement profond et pertinent même dans les coquilles dénergie les plus élevées. Nous en voyons la preuve physique dans la stabilité frappante des gaz rares.

La raison pour laquelle lorthogonalité des états de moment angulaire est si importante à léchelle atomique est le principe dexclusion de Pauli, qui exige que chaque électron ait le sien état unique. Avoir des états de moment angulaire orthogonaux fournit un moyen particulièrement propre et facile de fournir une séparation détat forte entre les orbitales délectrons, et ainsi déviter les pénalités dénergie plus importantes imposées par lexclusion de Pauli.

Lexclusion de Pauli rend à linverse des ensembles dorbitales incomplètement orthogonaux nettement moins attractif sur le plan énergétique. Parce quils forcent plus dorbitales à partager le même espace sphérique que les orbitales entièrement orthogonales $ p_x $, $ p_y $ et $ p_d $ de loctet, les orbitales $ d $, $ f $ et supérieures sont de moins en moins orthogonales, et donc soumis à laugmentation des pénalités énergétiques dexclusion Pauli.

Une note finale

Je pourrais ajouter plus tard un autre addendum pour expliquer lorthogonalité du moment angulaire en termes dorbites circulaires classiques de type satellite. Si cest le cas, jajouterai également un peu dexplication sur la raison pour laquelle les orbitales $ p $ ont des formes dhaltères si étrangement différentes.

(Un indice: si vous avez déjà vu des gens créer deux boucles dans une seule corde à sauter, les équations derrière ces doubles boucles ont des similitudes inattendues avec les équations derrière les orbitales $ p $.)

Réponse originale 2014-ish (inchangé )

Cette réponse est destinée à compléter la réponse précédente de Manishearth « , plutôt que rivaliser avec lui. Mon objectif est de montrer comment les règles doctet peuvent être utiles même pour les molécules qui contiennent plus que le complément habituel de huit électrons dans leur coquille de valence.

Jappelle cela la notation de don, et cela remonte à mon lycée jours où aucune chimie des textes de ma bibliothèque de petite ville ne se souciait dexpliquer comment ces liaisons oxygène fonctionnaient dans des anions tels que carbonate, chlorate, sulfate, nitrate et phosphate.

Lidée derrière cette notation est simple. Vous commencez par la notation électronique par points, puis ajoutez des flèches qui indiquent si et comment dautres atomes «empruntent» chaque électron. Un point avec une flèche signifie que lélectron « appartient » principalement à latome à la base de la flèche, mais quil est utilisé par un autre atome pour aider à compléter loctet de cet atome. Une simple flèche sans point indique que lélectron a effectivement quitté latome dorigine. Dans ce cas, lélectron nest plus du tout attaché à la flèche mais est plutôt représenté par une augmentation du nombre délectrons de valence dans les atomes à la fin de la flèche.

Voici des exemples utilisant le sel de table (ionique) et loxygène (covalent):

Remarque que la liaison ionique de $ \ ce {NaCl} $ apparaît simplement comme une flèche, indiquant quelle a « donné » son électron le plus extérieur et est retombée vers son octet interne délectrons pour satisfaire ses propres priorités dachèvement (ces octets internes sont jamais montré.)

Les liaisons covalentes se produisent lorsque chaque atome contribue un électron à une liaison. La notation de don montre les deux électrons, donc loxygène doublement lié se termine avec quatre flèches entre les atomes.

La notation de don nest cependant pas vraiment nécessaire pour les liaisons covalentes simples. Il vise davantage à montrer comment la liaison des anions fonctionne. Deux exemples étroitement liés sont le sulfate de calcium ($ \ ce {CaSO4} $, mieux connu sous le nom de gypse) et le sulfite de calcium ($ \ ce {CaSO3} $, un conservateur alimentaire courant ):

Dans ces exemples, le calcium fait un don via une liaison principalement ionique, donc sa contribution devient une paire de flèches qui donnent deux électrons au cœur de lanion, complétant loctet de latome de soufre. Les atomes doxygène se fixent alors au soufre et «empruntent» des paires délectrons entières, sans rien apporter en retour. Ce modèle demprunt est un facteur majeur expliquant pourquoi il peut y avoir plus dun anion pour des éléments tels que le soufre (sulfates et sulfites) et lazote (nitrates et nitrites). Puisque les atomes doxygène ne sont pas nécessaires pour que latome central établisse un octet complet, il est possible pour certaines des paires de loctet central de ne pas être attachées. Cela se traduit par un anio moins oxydé ns tels que les sulfites et les nitrites.

Enfin, un exemple plus ambigu est lhexafluorure de soufre:

La figure montre deux options. Faut-il modéliser $ \ ce {SF6} $ comme si le soufre était un métal qui cède tous ses électrons aux atomes de fluor hyper-agressifs (option a), ou comme un cas où la règle de loctet cède la place à un plus faible mais règle des 12 électrons toujours utilisable (option b)? Il y a une certaine controverse encore aujourdhui sur la manière dont de tels cas devraient être traités. La notation de don montre comment une perspective octet peut encore être appliquée à de tels cas, même si ce nest jamais une bonne idée de sappuyer sur des modèles dapproximation du premier ordre pour de tels cas extrêmes.

Mise à jour du 04/04/2014

Enfin, si vous êtes fatigué des points et des flèches et que vous aspirez à quelque chose de plus proche de la notation standard des obligations de valence , ces deux équivalences sont utiles:

Léquivalence en ligne droite supérieure est trivial puisque la ligne résultante est identique en apparence et en signification à la liaison covalente standard de la chimie organique.

La deuxième notation u-bond est la nouvelle. Je lai inventé par frustration au lycée dans les années 1970 (oui, je suis si vieux), mais je nen ai jamais rien fait à lépoque.

Le principal avantage de la notation u-bond est quelle vous permet de prototyper et dévaluer des relations de liaison non standard tout en utilisant uniquement des valences atomiques standard. Comme pour la liaison covalente en ligne droite, la ligne qui forme la liaison en U représente une seule paire délectrons. Cependant, dans une liaison en U, cest latome au bas du U qui donne les deux électrons de la paire. Cet atome ne tire rien de laccord, donc aucun de ses besoins de liaison nest modifié ou satisfait. Ce manque dachèvement de la liaison est représenté par labsence de toute fin de ligne de ce côté de la liaison en U.

Latome mendiant au sommet du U peut utiliser les deux des électrons gratuitement, ce qui signifie à son tour que deux de ses besoins en liaison de valence sont satisfaits. Notationnellement, cela se reflète par le fait que les deux extrémités de ligne du U sont à côté de cet atome.

Pris dans son ensemble, latome au bas dune liaison en U dit « je ne « Je naime pas ça, mais si vous êtes que désespéré pour une paire délectrons, et si vous promettez de rester très proche, je » vous laisserai accrocher une paire délectrons de mon déjà terminé octet. « 

Monoxyde de carbone avec son déroutant » Pourquoi le carbone a-t-il soudainement une valence de deux?  » la structure montre bien comment les u-liaisons interprètent ces composés en termes de nombres de liaisons plus traditionnels:

Notez que deux des quatre liaisons de carbone sont résolues par des liaisons covalentes standard avec de loxygène, tandis que les deux autres liaisons de carbone sont résolues par la formation dun u- liaison qui permet au carbone de mendiant de « partager » une des paires délectrons de loctet déjà plein de loxygène. Le carbone se termine par quatre extrémités de ligne, représentant ses quatre liaisons, et loxygène se termine par deux. Les deux atomes ont donc leur nombre de liaisons standard satisfait.

Un autre aperçu plus subtil de cette figure est que, comme une liaison u représente une seule paire délectrons, la combinaison dune liaison u et de deux liaisons covalentes traditionnelles entre les atomes de carbone et doxygène implique un total de six électrons, et devrait donc avoir des similitudes avec la triple liaison à six électrons entre deux atomes dazote. Cette petite prédiction savère correcte: les molécules dazote et de monoxyde de carbone sont en fait des homologues de configuration électronique, dont lune des conséquences est quelles ont des propriétés physico-chimiques presque identiques.

Voici quelques exemples supplémentaires comment la notation u-bond peut rendre les anions, les composés de gaz rares et les composés organiques étranges un peu moins mystérieux:

Commentaires

• Je regrette davoir à faire un commentaire critique sur une telle réponse, mais ce nest pas une réponse à la question, mais plutôt une missive sur une représentation graphique alternative des structures de résonance.
• Je dois seconder @Eric ‘ commentaire de s. Il est malheureux que cette réponse soit si votée quelle promeut un concept, ce qui est beaucoup trop simple. Surtout après la mise à jour, la notation  » u  » pour le dioxyde de carbone na aucun sens. Cest une molécule très compliquée et la soi-disant  » u bond  » ne se distingue pas de la liaison traditionnelle.
• @TerryBollinger Un exemple datome qui a plus de 8 électrons de valence est un métal de transition. Dautres incluent les actinides et les lanthanides. Nous navons vraiment ‘ pas besoin dun univers 4D pour avoir des atomes avec plus de 8 électrons de valence.
• En fait, je ne peux pas croire que cette réponse ait empiré par rapport à lorigine était. Avec votre cas de valence à 12 électrons, vous devez également inclure la condition préalable: avoir des électrons dans les orbitales d du soufre; ce qui a été réfuté à plusieurs reprises. (Octet étendu, hypervalence pour nommer les mots déclencheurs.) De plus, il est absolument inutile de décrire la liaison de cette manière, tout comme la résonance, et la combinaison des liaisons 3c2e et 3c4e est également une béquille inutile, mais au moins que ‘ nest pas complètement faux. Les obligations peuvent avoir des contributions covalentes et ioniques.
• Il existe actuellement au moins trois réponses qui le font déjà. Malheureusement, ils ne sont pas aussi simples que le vôtre, car ce nest tout simplement pas aussi simple que vous le présentez. Ce sont précisément des réponses comme celles-ci qui font vivre les mythes scientifiques démystifiés. La seule façon de lutter contre cela est de vous dire: Vous vous trompez.

Oui, cest possible. Nous avons des molécules qui contiennent des « atomes de superoctets ». Exemples:

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

Presque tous les composés de coordination ont un atome central de superoctet.

Les non-métaux à partir de la période 3 sont également sujets à cela.Les halogènes, le soufre et le phosphore sont des récidivistes, tandis que tous les composés de gaz rares sont des superoctets. Ainsi, le soufre peut avoir une valence de +6, le phosphore +5 et les halogènes +1, +3, +5 et +7. Notez que ce sont toujours des composés covalents – la valeur sapplique également aux liaisons covalentes.

La raison pour laquelle cela nest généralement pas vu est la suivante. Nous la déduisons essentiellement des propriétés de orbitales atomiques .

Selon le principe aufbau , les électrons se remplissent dans ces orbitales pour la période $ n $:

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

(théoriquement, vous « auriez $ (n-3) \ mathrm {g} $ avant le $ \ mathrm {f} $, et ainsi de suite. Mais nous navons pas encore datomes avec ces orbitales)

Maintenant, le shell le plus externe est $ n $. Dans chaque période, il ny a que huit emplacements à remplir dans ce shell selon le principe Aufbau – 2 dans $ n \ mathrm {s} $, et 6 dans $ n \ mathrm {p} $. Puisque notre tableau périodique suit à peu près ce principe, nous ne voyons généralement aucun atome de superoctet.

Mais, les orbitales $ \ mathrm {d, f} $ pour ce shell existe toujours (sous forme dorbitales vides) et peut être rempli si le besoin sen fait sentir. Par «exister», je veux dire quils sont suffisamment faibles en énergie pour être facilement remplis. Les exemples ci-dessus consistent en un atome central, qui a pris ces orbitales vides dans son hybridation, donnant naissance à une espèce de superoctet (puisque les liaisons covalentes ajoutent un électron chacune)

Jai préparé un tableau périodique avec le coquilles marquées. Jai utilisé les lettres du shell au lieu des nombres pour éviter toute confusion. $ K, L, M, N $ font référence au shell 1,2,3,4 etc. Quand une tranche du tableau est marquée « M9-M18 », ceci signifie que le premier élément de ce bloc « remplit » le neuvième électron dans la couche M (troisième), et le dernier élément remplit le dix-huitième.

Cliquez pour agrandir:

_{(Dérivée de cette image )}

Notez quil y a quelques irrégularités, avec $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, et tout un tas dautres que je « nai pas spécialement marqués dans le tableau.

Commentaires

• Je me sens obligé de ajouter une clause de non-responsabilité à une réponse aussi positive Bien qu’elle soit communément enseignée en tant que telle en chimie d’introduction, l’implication des orbitales d dans l’hypervalence n’est pas vraie , car elles n’ont en fait pas d’énergie à être remplies . La réponse de Gavin Kramar ‘ à cette question décrit lhypervalence de manière plus précise.

En chimie, et en science en général, il existe de nombreuses manières dexpliquer la même règle empirique. Ici, je donne un aperçu très léger sur la chimie quantique: il devrait être assez lisible à un niveau novice, mais nexpliquera pas dans sa manière la plus profonde les raisons de lexistence des coques électroniques.

La «règle» que vous citez est connue sous le nom de règle doctet , et lune de ses formulations est que

atomes de faible ( Z < 20) les nombres atomiques ont tendance à se combiner de telle manière quils ont chacun huit électrons dans leur coquille de valence

Vous remarquerez quil ne sagit pas spécifiquement dune valence maximale (cest-à-dire du nombre délectrons dans la couche de valence), mais dune valence préférée dans les molécules. Elle est couramment utilisée pour déterminer la structure de Lewis des molécules.

Cependant, la règle de loctet nest pas la fin de lhistoire. Si vous regardez lhydrogène (H) et lhélium (He), vous verrez que ne préfèrent pas une valence à huit électrons, mais une valence à deux électrons: H se forme par ex. H ₂ , HF, H ₂ O, He (qui a déjà deux électrons et ne forme pas de molécules). Cest ce quon appelle le règle du duo . De plus, les éléments plus lourds, y compris tous les les métaux de transition suivent la règle des 18 électrons lorsquils forment des complexes métalliques. Ceci est dû à la nature quantique des atomes, où les électrons sont organisés en coquilles : le premier (nommé la couche K) a 2 électrons, le deuxième (L-shell) a 8, le troisième (M shell) a 18. Les atomes se combinent en molécules en essayant dans la plupart des cas davoir des électrons de valence remplissant entièrement une couche.

Enfin, il y a des éléments qui, dans certains composés chimiques, enfreignent les règles duo / octet / 18 électrons.La principale exception est la famille des molécules hypervalentes , dans lequel un élément du groupe principal a nominalement plus de 8 électrons dans sa couche de valence. Le phosphore et le soufre sont le plus souvent susceptibles de former des molécules hypervalentes, notamment $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , etc. Certains autres éléments qui peuvent également se comporter de cette manière incluent liode (par exemple dans $ \ ce {IF7} $), le xénon (dans $ \ ce {XeF4} $) et le chlore (dans $ \ ce {ClF5} $). (Cette liste nest pas exhaustive.)

La réponse de Gavin Kramar explique comment de telles molécules hypervalentes peuvent apparaître malgré la rupture apparente de loctet règle.

Commentaires

• Cela peut être un problème de définition si le demandeur est au lycée ou récemment diplômé. Les trois premières éditions actuelles des manuels de lycée que jai tirés de létagère (AP et chimie de début) utilisent la définition des électrons de valence comme  » électrons dans le niveau dénergie principal occupé le plus élevé « .
• Notez que la règle des 18 électrons / EAN nest ‘ toujours suivie. Les complexes octaédriques paramagnétiques ne la suivent jamais . Ils peuvent ‘ t. Les complexes plans tétraédriques / carrés ne le peuvent pas non plus. Cependant, ce sont généralement encore des superoctets.
• @ManishEarth Je ‘ je suis très préoccupé par certaines des réponses données sur SE qui couvrent les concepts de structure électronique. Je me demande sil serait utile de lancer une méta-discussion sur la façon de répondre aux questions  » pourquoi  » de 1900 ‘ la théorie des liaisons chimiques – la réponse devrait-elle être en termes danciennes règles chimiques ou en termes de mécanique quantique?
• Il existe des molécules contenant de lhélium. Par exemple, lhydrure dhélium.

Quelque chose qui vaut la peine dêtre ajouté à cette discussion que je « suis surpris na pas » t été mentionné à propos de molécules « hypervalentes » comme $ \ ce {SF6} $.

Un de mes professeurs à luniversité ma informé que lexplication courante (que les orbitales d vides sont vides et sont donc accessibles) est en fait très probablement incorrect. Cest une explication de lancien modèle qui est dépassée, mais qui, pour une raison quelconque, est enseignée en permanence dans les écoles. Une citation de l article Wikipedia sur lhybridation orbitale :

En 1990, Magnusson a publié un travail fondateur excluant définitivement le rôle de lhybridation d-orbitale dans la liaison dans les composés hypervalents des éléments de deuxième rangée.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Quand vous regardez réellement les nombres, lénergie associée à ces orbitales est significativement plus élevée que lénergie de liaison trouvée expérimentalement dans molécules comme $ \ ce {SF6} $, ce qui signifie quil est hautement improbable que les orbitales d soient impliquées du tout dans ce type de structure moléculaire.

Cela nous laisse coincés, en fait, avec loctet régner. Puisque $ \ ce {S} $ ne peut pas atteindre ses d-orbitales, il ne peut pas avoir plus de 8 électrons dans sa valence (voir dautres discussions sur cette page pour les définitions de valence, etc., mais par la définition la plus basique, oui, seulement 8 ). Lexplication commune est lidée dune liaison à 4 électrons centrée sur 3, qui est essentiellement lidée que le soufre et deux fluorines distants de 180 degrés ne partagent que 4 électrons entre leurs orbitales moléculaires.

Une façon de comprendre cela est de considérer une paire de structures de résonance où le soufre est lié de manière covalente à un $ \ ce {F} $ et ioniquement à lautre:

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

En faisant la moyenne de ces deux structures, vous remarquerez que le soufre maintient une charge positive et que chaque fluorure a une sorte de « demi » charge. Notez également que le soufre na que deux électrons qui lui sont associés dans les deux structures, ce qui signifie quil sest lié avec succès à deux fluorines tout en accumulant seulement deux électrons. La raison pour laquelle ils doivent être distants de 180 degrés est due à la géométrie des orbitales moléculaires, ce qui dépasse le cadre de cette réponse.

Donc, juste pour revoir, nous avons lié à deux fluorines au le soufre accumulant deux électrons et une charge positive sur le soufre. Si nous lions les quatre fluorures restants de $ \ ce {SF6} $ de manière covalente normale, nous nous retrouverions toujours avec 10 électrons autour du soufre. Ainsi, en utilisant une autre paire de liaisons électroniques 3-centre-4, nous obtenons 8 électrons (remplissant à la fois les orbitales de valence s et p) ainsi quune charge de $ + 2 $ sur le soufre et une charge de -2 $ distribuée autour du quatre fluorines impliqués dans la liaison 3c4e.(Bien sûr, tous les fluorines doivent être équivalents, de sorte que la charge sera effectivement distribuée autour de tous les fluorines si vous considérez toutes les structures de résonance).

Il y a en fait beaucoup de preuves pour soutenir ce style de liaison, dont le plus simple est observé en regardant les longueurs de liaison dans des molécules telles que $ \ ce {ClF3} $ (géométrie en forme de T), où les deux fluorines à 180 degrés lun de lautre ont une liaison légèrement plus longue longueur au chlore que les autres fluorines, indiquant une quantité affaiblie de covalence dans ces deux liaisons $ \ ce {Cl-F} $ (résultat de la moyenne dune liaison covalente et ionique).

Si vous êtes intéressés par les détails des orbitales moléculaires impliquées, vous pouvez lire cette réponse .

TL; DR Hypervalency doesn « t vraiment existent, et avoir plus de $ \ ce {8 e -} $ dans les métaux non-transition est beaucoup plus difficile que vous ne le pensez.

Commentaires

• Comme je lai mentionné plus tôt, cest la réponse ici.

Cette question peut être difficile à répondre car il sont quelques définitions des électrons de valence. Certains livres et dictionnaires définissent les électrons de valence comme des «électrons denveloppe externe qui participent à la liaison chimique» et selon cette définition, les éléments peuvent avoir plus de 8 électrons de valence comme lexplique F « x.

Certains livres et dictionnaires définissent électrons de valence comme « électrons dans le niveau dénergie principal le plus élevé ». Selon cette définition, un élément naurait que 8 électrons de valence parce que les orbitales $ n-1 $ $ d $ se remplissent après les orbitales $ n $ $ s $, puis les $ Les orbitales n $ $ p $ se remplissent. Ainsi, le niveau dénergie principale le plus élevé, $ n $, contient les électrons de valence. Selon cette définition, les métaux de transition ont tous 1 ou 2 électrons de valence (selon le nombre délectrons dans le s $ vs $ d $ orbitales).

Exemples:

• Ca avec deux électrons $ 4s $ aurait deux électrons de valence (électrons dans le 4ème niveau dénergie principal) .
• Sc avec deux électrons $ 4s $ et un électron $ 3d $ aura deux électrons de valence.
• Cr avec un électron $ 4s $ et cinq $ 3d $ élect les rons auront un électron de valence.
• Ga avec deux électrons $ 4s $, dix électrons $ 3d $ et un électron $ 4p $ aurait trois électrons de valence.

Par lautre définition, ils pourraient en avoir plus car ils ont plus délectrons de « couche externe » (jusquà ce que la coque $ d $ soit remplie).

Lutilisation de la définition du «niveau dénergie principal le plus élevé» pour les électrons de valence vous permet de prédire correctement le comportement paramagnétique des ions de métaux de transition car les électrons de valence (les électrons $ d $) sont perdus en premier lorsquun métal de transition forme un ion.

Il y a une grande différence entre une « règle » et une loi de la nature. La «règle de loctet» est un concept du tournant du siècle dernier qui a réussi à entrer dans les livres dintroduction à la chimie et na jamais été expulsé avec lavènement de la mécanique quantique moderne. (Preuve circonstancielle: il est impossible didentifier des électrons individuels pour les étiqueter « valence » ou « pas valence ».)

Par conséquent, vous ne trouverez aucune réponse basée sur des preuves physiques expliquant pourquoi / pourquoi pas une règle qui nest pas basée sur des preuves physiques sera valable.

Les atomes prennent leur configuration spatiale parce quil se trouve que cest une circonstance électrostatiquement favorable, pas parce que les électrons se servent de « slots ».

Commentaires

• Il est probablement entré car il était facile dexpliquer beaucoup de choses avec le concept, et cela ne ‘ t être expulsé parce quil peut encore expliquer beaucoup de choses de manière très simple, en étant assez proche de la vérité tout en le faisant. De plus, même sil nest peut-être pas possible didentifier les électrons , il est possible de calculer orbitales , cest-à-dire des paires délectrons et en jonglant avec lhybridation et le mélange, en les attribuant soit à des orbitales de cœur soit à des orbitales de valence , ces dernières étant généralement centrab fichier sur une liaison / atome, et donnant une solution de type quatre par atome.

Pourquoi 8? na pas vraiment été abordé par les réponses ci-dessus, et bien que cela soit tangentiel à la question, il est assez important den tenir compte. En général, mais pas toujours, les atomes réagissent pour former des « coquilles » quantiques complètes, les électrons interagissant avec toutes leurs orbitales.

Le nombre quantique principal ($ n $) détermine le nombre quantique azimutal maximum ($ l $), dans le sens où $ l $ ne peut prendre que des valeurs comprises entre $ 0 $ et $ n-1 $. Ainsi pour la première ligne, $ n = 1 $ et $ l = 0 $. Pour la deuxième ligne, $ n = 2 $ donc $ l = 0,1 $. Pour la troisième ligne, $ n = 3 $, donc $ l = 0, 1, 2 $.

Le nombre quantique azimutal $ l $ détermine la plage des nombres quantiques magnétiques possibles ($ m_l $), qui se situe dans la plage $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Donc pour la première ligne, $ m_l = 0 $. Pour la deuxième ligne, lorsque $ n = 2 $ et $ l = 1 $, alors $ m_l = -1, 0, 1 $.Pour la troisième ligne, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Enfin, le nombre quantique de spin $ m_s $ peut être soit $ + 1/2 $ ou $ -1 / 2 $.

Le nombre délectrons qui peuvent remplir chaque coquille est égal au nombre de combinaisons de nombres quantiques. Pour $ n = 2 $, cest

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

pour un total de 8 électrons.

Th La deuxième rangée contient des «composés organiques», dont des millions sont connus, il y a donc souvent un biais dans lenseignement de la chimie pour se concentrer sur la «règle de loctet». En fait, il y a une règle du duo à considérer pour lhydrogène, lhélium (et le lithium qui se dimérise en phase gazeuse) et la «règle de 18» pour les métaux de transition. Là où les choses deviennent «bancales», cest le silicium par le chlore. Ces atomes peuvent former une couche quantique complète via la règle des octets, ou « étendre » leurs octets et être régis par la règle de 18. Ou des situations intermédiaires, comme lhexafluorure de soufre.

Gardez à lesprit, il sagit dune simplification grossière, car ces orbitales atomiques se mélangent pour former des orbitales moléculaires, mais les décomptes des orbitales atomiques influencent et sont directement corrélés avec les décomptes des orbitales moléculaires résultantes, de sorte que la combinaison des nombres quantiques atomiques fournit toujours des informations intéressantes. / p>

Commentaires

• Fait amusant: Lewis na jamais inventé le terme  » Règle doctet « . Il lappela simplement la règle de deux et déclara que pour de nombreux éléments, quatre paires délectrons sont utilisées pour la liaison.

Jetons un œil au tableau périodique: dans la première rangée, il ny a que deux éléments: lhydrogène et lhélium. Ils ne suivent pas une règle doctet. Lhydrogène ne peut avoir quun maximum de deux électrons sur lorbitale de valence. Il savère que la règle de loctet nest pas exclusive, ce qui signifie que ce nest pas la seule règle qui aide à comprendre la structure de Lewis et la configuration électronique. Pourquoi utilisons-nous alors la règle des octets?

Chaque point du tableau périodique représente une couche dénergie dun atome. La première période représente la coquille K, le premier niveau dénergie, qui na que lorbitale s. Chaque orbitale ne peut être remplie que de 2 électrons, tous deux avec un spin quantique dans des directions opposées. Ainsi, le nombre maximum délectrons possibles pour la première couche de niveau dénergie, K, est de 2. Cela se reflète dans le fait que lhélium est un gaz rare, mais nen contient que 2. La deuxième couche de niveau dénergie, L, a lorbitale s et les orbitales 3 p supplémentaires. Ceux-ci ajoutent jusquà quatre orbitales ou 8 électrons. Comme les éléments les plus couramment utilisés se trouvent dans la deuxième et la troisième période, la règle de loctet est fréquemment utilisée.

Les éléments du troisième niveau dénergie sont très similaires. Ils suivent toujours la règle de loctet, car même sils ont maintenant des orbitales de 5 d, aucune orbitale na besoin dêtre remplie. La configuration électronique montre que 4s est rempli avant 3d, donc ils nont pas besoin de remplir lorbitale d, donc ils obéissent généralement aussi à la règle de loctet. Cependant, les éléments de coque de troisième niveau dénergie, contrairement aux éléments de deuxième rangée, (voir Gavin  » s commenter référence) ne sont pas limités à la règle des octets. Ils peuvent former des molécules hypervalentes dans certains cas où lutilisation dorbitale et de remplissage – ce nest pas le cas de toutes les molécules hypervalentes apparentes, le SF6 nest pas hypervalent, il utilise des liaisons ioniques et une polarité faibles, mais il existe toujours des molécules hypervalentes. Cela dépendra toujours de létat le plus pratique en termes délectrostatique.

Au quatrième niveau dénergie, il y a des orbitales f introduites, mais nous ne sommes même pas près de les remplir à ce stade car nous devons dabord remplir les orbitales d. Les orbitales 5 d signifient 10 électrons, plus les huit précédents de la règle de loctet, totalisent 18. Cest la raison pour laquelle il y a 18 colonnes dans le tableau périodique. Maintenant, une nouvelle règle se superpose, et cest la règle bien connue des 18 électrons, qui a été mentionnée ci-dessus. Les métaux de transition obéissent à cette règle avec plus de fréquence quautrement, bien quil y ait des occasions dans lesquelles ils obéissent toujours à la règle de loctet.À ce stade, avec autant dorbitales à remplir, et lélectrostatique jouant un rôle dans la configuration électronique, nous pouvons obtenir différents cations du même élément avec certains métaux. Cest aussi pourquoi ils ne discutent pas des nombres détats doxydation avec les métaux de transition comme ils le font avec les trois premières lignes du tableau.

Commentaires

• Bienvenue dans Chemistry SE, votre réponse na malheureusement ‘ pas grand chose à ajouter aux éléments précédents. Et votre explication de SF6 est erronée imo.