Lehet-e egy atomnál több, mint 8 vegyértékű elektron? Ha nem, akkor miért 8 a határ?

2017-10-27 Frissítés

[MEGJEGYZÉS: Korábbi jelölésem- a fókuszált válasz változatlanul a frissítés alatt van.]

Igen. Noha a vegyérték elektronok oktettje kivételesen mély energiaminimumot hoz létre a legtöbb atom számára, ez csak minimum, nem alapvető Ha vannak elég erős kompenzáló energiafaktorok, azok az atomok is, amelyek erősen preferálják az oktetteket, stabil vegyületeket képezhetnek, amelyek több (vagy kevesebb), mint a 8 vegyértékű héj elektron.

Ugyanakkor ugyanazok a kötési mechanizmusok teszik lehetővé a képződést a 8-nál nagyobb vegyértékű héjak közül az ilyen héjak alternatív szerkezeti értelmezését is lehetővé teszik, főleg attól függően, hogy az ilyen kötéseket ionosnak vagy kovalensnek értelmezik-e. Manishearth kiváló válasz sokkal részletesebben tárja fel ezt a kérdést mint itt.

A kén-hexafluorid ($ \ ce {SF6} $) kellemes példát mutat erre a kétértelműségre. Ahogy az eredeti válaszomban vázlatosan leírtam, a $ \ ce {SF6} $ központi kénatomja így értelmezhető:

(a) Kénatom, amelyben mind a 6 vegyérték-elektronja megtalálható hat fluoratom által teljesen ionizált, vagy

b) stabil, erősen szimmetrikus 12 elektron vegyértékű héjú kénatom, amelyet egyszerre hat oktaéderesen elhelyezkedő fluoratom hoz létre és stabilizál, amelyek mindegyike kovalensen elektronpárt oszt meg a központi kénatommal.

Bár mindkét értelmezés pusztán strukturális szempontból elfogadható, az ionizációs értelmezésnek komoly problémái vannak.

Az első és legnagyobb probléma az, hogy hogy a kén mind a hat vegyérték elektronjának teljes ionizálásához irreális energiaszintre lenne szükség (a “csillagászati” alkalmasabb szó lehet).

Második kérdés, hogy a dollár stabilitása és tiszta oktaéder szimmetriája \ ce {SF6} $ határozottan azt sugallja, hogy a kénatom körüli 12 elektron stabil, jól meghatározott energiaminimum, amely eltér a megszokott oktett-szerkezettől.

Mindkét pont azt sugallja, hogy a kén vegyértékű héj egyszerűbb és energetikailag pontosabb értelmezése a $ \ ce {SF6} $ értékben az, hogy 12 elektron van benne stabil, nem oktett konfiguráció.

Vegye figyelembe azt is, hogy a kén esetében ez a 12 elektron stabil energiaminimum nem függ össze az átmeneti elemek héjában látható nagyobb vegyértékkel kapcsolatos elektronok számával, mivel a kénnek egyszerűen nincs elegendő elektron ahhoz, hogy hozzáférjen azokhoz a bonyolultabb pályákhoz. A $ \ ce {SF6} $ 12 elektron vegyértékű héja ehelyett egy olyan szabály valódi hajlítása, amely szinte minden más esetben inkább vegyérték elektronok oktettjét részesíti előnyben.

Ezért az én általános válasz erre a kérdésre egyszerűen “igen”.

Kérdés: Miért különlegesek az oktettek?

A stabil, nem oktett vegyértékű héjak hátoldala létezik ez: Miért nyújtanak az oktetthéjak olyan energiaminimumot, amely olyan mély és univerzális, hogy az egész periódusos rendszer olyan sorokká épül fel, amelyek véget érnek (a hélium kivételével) oktett vegyértékű héjú nemesgázokkal?

dióhéjban az az oka, hogy a $ n = 1 $ héj (hélium) speciális esetét meghaladó energiaszint esetén a “zárt héj” orbitális halmaz $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ az egyetlen olyan pályák kombinációja, amelyek szögmomentuma (a) mind kölcsönösen ortogonális, és (b) lefedi a háromdimenziós tér minden ilyen ortogonális lehetőségét.

Ez a szögmomentum opciók egyedülálló ortogonális felosztása a 3D tér, amely a $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ orbitális oktettet különösen mélyé és relevánssá teszi még a legmagasabb energiájú kagylókban is. Ennek fizikai bizonyítékát a nemesgázok megdöbbentő stabilitásában látjuk.

A szögimpulzus-állapotok ortogonalitásának oka atomfokon annyira fontos, hogy a Pauli kizárási elve megköveteli, hogy minden elektronnak legyen sajátja. egyedi állapot. Az ortogonális szögmomentumállapotok különösen tiszta és egyszerű módot kínálnak az elektronpályák közötti erős állapotbeli elválasztásra, és így elkerülhetők a Pauli-kizárás által kiszabott nagyobb energiabüntetések.

A Pauli-kizárás ezzel ellentétesen hiányosan ortogonális pályasorozatokat hoz létre energetikailag lényegesen kevésbé vonzó. Mivel több pályát arra kényszerítenek, hogy ugyanazt a gömbterületet osszák meg, mint az oktett teljesen ortogonális $ p_x $, $ p_y $ és $ p_d $ pályái, a $ d $, $ f $ és a magasabb pályák egyre kevésbé ortogonálisak, és így fokozható Pauli kizárási energiabüntetései.

Utolsó megjegyzés

Később hozzáadhatok egy újabb kiegészítést, hogy a szögimpulzus-ortogonalitást a klasszikus, műholdas típusú körpályákra magyarázzam. Ha mégis, akkor egy kis magyarázatot adok arra is, hogy miért vannak a $ p $ pályákon olyan furcsán eltérő hülye alakok.

(Tipp: Ha valaha is figyelted, hogy az emberek két ciklust hoznak létre egyetlen ugrókötél, az ilyen kettős hurkok mögött lévő egyenletek váratlan hasonlóságot mutatnak a $ p $ pályák mögött lévő egyenletekkel.)

Eredeti 2014-es válasz (Változatlan )

Ez a válasz a Manishearth “korábbi válaszának kiegészítésére szolgál, nem pedig versenyezzen vele. Célom az, hogy bemutassam, hogy az oktett szabályok miként lehetnek hasznosak olyan molekulák esetében is, amelyek vegyértékhéjában a nyolc elektron szokásos komplementerénél többet tartalmaznak.

Adományozási jelölésnek nevezem, és még középiskolámig nyúlik vissza. napok, amikor a kisvárosi könyvtáram egyik szövegének kémiája sem foglalkozott azzal, hogy elmagyarázza, hogyan működnek ezek az oxigénkötések olyan anionokban, mint a karbonát, klorát, szulfát, nitrát és foszfát.

A jelölés ötlete egyszerű. Először az elektronpont jelöléssel kezdi, majd nyilakat ad hozzá, amelyek megmutatják, hogy más atomok “kölcsönveszik-e” az egyes elektront. A nyíllal ellátott pont azt jelenti, hogy az elektron főként a nyíl tövében levő atomhoz tartozik, de egy másik atom használja az atom oktettjének kitöltésére. Egy pont nélküli egyszerű nyíl azt jelzi, hogy az elektron gyakorlatilag elhagyta az eredeti atomot. Ebben az esetben az elektron már egyáltalán nem kapcsolódik a nyílhoz, hanem ehelyett a nyíl végén lévő atomokban lévő vegyértékes elektronok számának növekedéseként jelenik meg.

Íme néhány példa étkezési só (ionos) és oxigén (kovalens) használatára:

Megjegyzés hogy a $ \ ce {NaCl} $ ionkötése egyszerűen nyílként jelenik meg, ami azt jelzi, hogy a legkülső elektronját “adományozta”, és visszazuhant a belső elektron oktettjébe, hogy teljesítse saját kiteljesedési prioritásait. (Ilyenek a belső oktettek: soha nem látható.)

A kovalens kötések akkor fordulnak elő, amikor minden atom egy elektronnal járul hozzá a kötéshez. négy nyíllal záródik az atomok között.

Az egyszerű kovalens kötésekhez azonban valójában nincs szükség adományozásra. Sokkal inkább annak bemutatására szolgál, hogy az anionokban hogyan működik a kötés. Két szorosan kapcsolódó példa a kalcium-szulfát ($ \ ce {CaSO4} $, ismertebb nevén gipsz) és a kalcium-szulfit ($ \ ce {CaSO3} $, egy általános élelmiszer-tartósítószer. ):

Ezekben a példákban a kalcium többnyire ionos kötésen keresztül adományozik, így hozzájárulása nyilak párjává válik, amely két elektronot adományoz az anion magjához, kiegészítve a kénatom oktettjét. Az oxigénatomok ezután kapcsolódnak a kénhez és “kölcsönvesznek” teljes elektronpárokat, anélkül, hogy bármit is hozzájárulnának cserébe. Ez a hitelfelvételi modell fő tényező annak, hogy miért lehet több anion olyan elemeknél, mint a kén (szulfátok és szulfitok) és a nitrogén (nitrátok és nitritek). Mivel az oxigénatomokra nincs szükség a központi atom teljes oktettjének létrehozásához, ezért lehetséges, hogy a központi oktett néhány párja nem kapcsolódik, ez kevésbé oxidált aniót eredményez n-k, például szulfitok és nitritek.

Végül egy kétértelműbb példa a kén-hexafluorid:

Az ábra két lehetőséget mutat be. Úgy kell-e modellezni a $ \ ce {SF6} $ -t, mintha a kén olyan fém lenne, amely minden elektronját átadja a hiper-agresszív fluoratomoknak (a) opció), vagy olyan esetben, amikor az oktett szabály utat enged egy gyengébb, de még mindig működőképes 12 elektron szabály (b opció)? ma is van némi vita arról, hogyan kell kezelni az ilyen eseteket. Az adomány jelölése megmutatja, hogy az oktett perspektíva hogyan alkalmazható még mindig ilyen esetekben, bár soha nem jó ötlet elsőrendű közelítési modellekre támaszkodni ilyen extrém esetekben.

2014-04-04 Frissítés

Végül, ha belefáradt a pontokba és a nyilakba, és vágyakozik valami után, amely közelebb áll a standard vegyérték kötés jelöléséhez , ez a két egyenértékűség jól jön:

A felső egyenes vonali egyenérték triviális, mivel a kapott vonal megjelenése és jelentése megegyezik a szerves kémia standard kovalens kötésével.

A második u-kötés jelölés az újszerű. Még a hetvenes években találtam ki a középiskolában érzett csalódottság miatt (igen, ennyi idős vagyok), de akkor még soha nem csináltam vele semmit.

Az u-kötés jelölésének fő előnye, hogy lehetővé teszi a nem szabványos kötési viszonyok prototípusának elkészítését és értékelését, miközben csak szabványos atomértékeket használ. Akárcsak az egyenes vonalú kovalens kötés, az u-kötést alkotó vonal egyetlen elektronpárt képvisel. Egy u-kötésben azonban az U alján található atom adományozza a párban mindkét elektronot. Ez az atom semmit sem hoz az ügyletből, így egyik kötési igénye sem változik vagy nem teljesül. A kötés befejezésének ezt a hiányát az jelenti, hogy nincsenek olyan végek, amelyek az u-kötés azon oldalán találhatók. az elektronok ingyen, ami viszont azt jelenti, hogy valencia-kötési szükségleteinek kettő je kielégül. Jelzésileg ezt tükrözi az a tény, hogy az U mindkét vonalának vége az adott atom mellett van.

Összességében az u-kötés alján levő atom azt mondja: “Nem “nem tetszik, de ha ennyire kétségbeesett egy pár elektron, és ha azt ígéri, hogy nagyon közel marad, akkor hagyom, hogy egy már elkészült elektronpárhoz ragadjon oktet. “

Szén-monoxid a zavaró” miért van a szénnek hirtelen kettő vegyértékű? ” A szerkezet jól bemutatja, hogy az u-kötések hogyan értelmezik az ilyen vegyületeket a hagyományosabb kötési számok szempontjából:

Vegyük észre, hogy a szén négy kötése kettőt normál oxigénnel kötött kovalens kötések oldanak fel, míg a fennmaradó két szénatomot egy u- kötés, amely lehetővé teszi a koldus szén számára, hogy “megossza” az oxigén már megtelt oktettjének egyik elektronpárját. A szén négy vonallal végződik, amelyek négy kötését jelentik, az oxigén pedig kettővel. Így mindkét atom standard kötési száma kielégítő.

Egy másik finomabb betekintés ebből az ábrából az, hogy mivel az u-kötés egyetlen elektronpárt képvisel, egy u-kötés és két hagyományos kovalens kötés kombinációja A szén- és oxigénatomok között összesen hat elektron van, ezért hasonlónak kell lenniük a két nitrogénatom közötti hatelektronos hármas kötéssel. Ez a kis jóslat helyesnek bizonyul: a nitrogén- és szén-monoxid-molekulák valójában elektronkonfigurációs homológok, amelyek egyik következménye, hogy majdnem azonos fizikai kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek.

Az alábbiakban még néhány példát mutatunk be. hogy az u-kötés jelölése hogyan teheti anionokat, nemesgáz-vegyületeket és páratlan szerves vegyületeket kissé kevésbé titokzatosnak:

Megjegyzések

• Sajnálom, hogy kritikus megjegyzést kellett tennem egy ilyen magasan értékelt válasz, de ez nem válasz a kérdésre, sokkal inkább a rezonancia struktúrák alternatív grafikus ábrázolásának hiánya.
• Szekundálnom kell @Eric ‘ s megjegyzés. Sajnálatos, hogy ez egy olyan nagy szavazatot kapott válasz, amely túlságosan egyszerű koncepciót hirdet. Különösen a frissítés után a ” u ” széndioxid-jelölésnek semmi értelme. Ez egy nagyon bonyolult molekula, és az úgynevezett ” u kötés ” nem különböztethető meg a hagyományos kötéstől.
• @TerryBollinger Egy példa egy atomra, amely több mint 8 vegyértékelektronnal rendelkezik, egy átmenetifém. Mások közé tartoznak az aktinidek és a lantanidok. Tényleg nincs szükség

Igen, lehet. Vannak olyan molekuláink, amelyek “szuperoctet atomokat” tartalmaznak. Példák:

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

Majdnem az összes koordinációs vegyületnek van superoctet központi atomja.

A 3. periódustól kezdődően a nemfémek is hajlamosak erre.A halogének, a kén és a foszfor ismételt elkövetők, míg a minden nemesgáz-vegyület szuperoktet. Így a kén vegyértéke +6, a foszfor +5, a halogének +1, +3, +5 és +7 lehetnek. Ne feledje, hogy ezek még mindig kovalens vegyületek – az érték a kovalens kötésekre is vonatkozik.

Ennek oka általában nem az, a következő. Alapvetően a atomi pályák .

A aufbau elv alapján az elektronok feltöltődnek ezekben a pályákban a $ periódusra. n $:

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

(elméletileg nem lenne $ (n-3) \ mathrm {g} $ a $ \ mathrm {f} $ előtt, és így tovább. De ezeknek a pályáknak még nincs atomunk)

Most a legkülső héj $ n $. Minden időszakban csak nyolc rés tölti ki ezt a héjat az Aufbau elv alapján – 2 a $ n \ mathrm {s} $ -ban és 6 in $ n \ mathrm {p} $. Mivel a periódusos rendszerünk nagyjából ezt az elvet követi, ezért általában nem látunk szupertetett atomokat.

De a $ \ mathrm {d, f} $ keringők az a héj még mindig létezik (üres pályaként), és szükség esetén kitölthető. A “létezés” alatt azt értem, hogy elég alacsony energiájúak ahhoz, hogy könnyen kitölthetők legyenek. A fenti példák egy központi atomból állnak, amely ezeket az üres pályákat hibridizációjába vonta, ami szuperoctet fajokat eredményezett (mivel a kovalens kötések mindegyikükhöz elektront adnak)

Periódusos táblázatot készítettem a kagyló jelölve. A félreértések elkerülése érdekében a héjbetûket használtam számok helyett. A $ K, L, M, N $ az 1,2,3,4 héjra utal. Ha a táblázat egy szelete “M9-M18” jelöléssel rendelkezik, akkor ez azt jelenti, hogy a blokk első eleme “kitölti” a kilencedik elektront az M (harmadik) héjban, az utolsó elem pedig a tizennyolcat.

Kattintson a nagyításhoz:

_{(A ezt a képet )}

Vegye figyelembe, hogy van néhány szabálytalanság, a $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, és még egy csomó másik személy, akiket külön nem jelöltem meg a táblázatban.

Megjegyzések

• Kötelességemnek érzem adj hozzá egy felelősség kizárását egy ilyen erősen felkapott válaszhoz. Noha a bevezető kémia általában ezt tanítja, a d-orbiták hipervalenciában való részvétele nem igaz , mivel valójában nem elég alacsonyak az energiájukhoz ahhoz, hogy kitöltsék őket . A kérdésre Gavin Kramar ‘ válasza pontosabb módon írja le a hipervalenciát.

A kémia és általában a tudomány területén sokféleképpen magyarázható ugyanaz az empirikus szabály. Itt egy olyan áttekintést adok, amely nagyon könnyű a kvantumkémia szempontjából: kezdő szinten meglehetősen olvashatónak kell lennie, de a legmélyebb módon nem magyarázza el az elektronikus héjak létezésének okait.

Az Ön által idézett „szabály” oktett szabály néven ismert , és egyik megfogalmazása az, hogy

alacsony ( Z < 20) az atomszám általában úgy egyesül, hogy mindegyikük vegyértékhéjában nyolc elektron van

Észre fogja venni, hogy nem kifejezetten egy maximális valencia (azaz az elektronok száma a vegyérték-héjban), hanem egy előnyös valencia a molekulákban. Általában a molekulák Lewis-szerkezetének meghatározására használják.

Az oktett-szabály azonban nem a történet vége. Ha megnézzük a hidrogént (H) és a héliumot (He), akkor látni fogjuk, hogy nem a nyolcelektronális, hanem a kételektronikus vegyértéket részesítik előnyben: H formálja pl. H ₂ , HF, H ₂ O, He (amelynek már két elektronja van, és nem alkotnak molekulákat). Ezt hívják duettszabály . Sőt, a nehezebb elemek, beleértve az összes átmenetifémek követik az elnevezett 18 elektron szabályt amikor fémkomplexeket képeznek. Ennek oka az atomok kvantum jellege, ahol az elektronok héjakba rendeződnek : az első (az úgynevezett K héj) 2 elektronnal rendelkezik, a második (L-héj) 8, a harmadik (M héj) 18. Az atomok molekulákká egyesülnek azzal, hogy megpróbálják a legtöbb esetben a vegyértékes elektronokat teljesen kitölteni. >

Végül vannak olyan elemek, amelyek egyes kémiai vegyületekben megtörik a duett / oktett / 18 elektron szabályokat.A fő kivétel a hipervalens molekulák családja, amelyben egy főcsoportelem névleges vegyértékhéjában több mint 8 elektron van. A foszfor és a kén leggyakrabban hajlamosak hipervalens molekulák képződésére, beleértve a $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , stb. Néhány más, szintén ilyen módon viselkedő elem lehet a jód (például a $ \ ce {IF7} $ -ban), a xenon (a $ \ ce {XeF4} $ -ban) és a klór ($ \ ce {ClF5} $ -ban). (Ez a lista nem teljes.)

Gavin Kramar válasza elmagyarázza, hogy miként jöhetnek létre ilyen hipervalens molekulák annak ellenére, hogy látszólag megtörik az oktettet szabály.

Megjegyzések

• Ez definíciós kérdés lehet, ha a kérdező középiskolás vagy friss diplomás. A polcról előhúzott középiskolai tankönyvek első három jelenlegi kiadása (AP és a kezdő kémia) a valencia elektronok meghatározását ” elektronként használja a legmagasabb foglalt fő energiaszintben “.
• Ne feledje, hogy a 18electron / EAN szabályt nem mindig követik ‘. Paramágneses, oktaéderes komplexek soha nem követik . ‘ t nem tudnak. A tetraéderes / négyzet alakú sík komplexek sem. Ezek azonban általában még mindig szupertetettek.
• @ManishEarth I ‘ nagyon aggódom az SE-n adott néhány válasz miatt, amely az elektronikus szerkezeti koncepciókat fedi le. Kíváncsi vagyok, hasznos lenne-e metakezdést indítani arról, hogyan lehet megválaszolni ” miért ” miért 1900-tól ‘ kémiai kötés elmélete – a régi kémiai szabályok vagy a kvantummechanika szempontjából kell-e adni a választ?
• Van néhány héliummal rendelkező molekula. Például a hélium-hidrid.

Valami, amit érdemes hozzáfűzni ehhez a vitához, amit “nem lepődtem meg” említettek olyan “hipervalens” molekulákról, mint a $ \ ce {SF6} $.

Az egyik egyetemi professzorom arról tájékoztatott, hogy a közös magyarázat (hogy az üres d-orbitálisok üresek és így hozzáférhetők) valószínûleg hibás. Ez egy régi modell magyarázat, amely korszerűtlen, de valamilyen oknál fogva folyamatosan tanítja az iskolákban. Idézet a Wikipedia orbitális hibridizációról szóló cikkéből :

1990-ben Magnusson megjelent alapvető munka, amely véglegesen kizárja a d-orbitális hibridizáció szerepét a kötésben a második sorbeli elemek hipervalens vegyületeiben.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Ha ténylegesen megnézzük a számokat, az ezekhez a pályákhoz társított energia lényegesen nagyobb, mint a kísérleti úton talált kötési energia olyan molekulák, mint a $ \ ce {SF6} $, vagyis nagyon valószínűtlen, hogy a d-pályák egyáltalán részt vegyenek az ilyen típusú molekulaszerkezetben.

Ez tulajdonképpen az oktetten ragad bennünket szabály. Mivel a $ \ ce {S} $ nem tud bejutni a d-pályájába, ezért nem lehet 8-nál több elektronja a vegyértékben (lásd az ezen a lapon található egyéb beszélgetéseket a valencia definícióinak stb., De a legalapvetőbb definíció szerint igen, csak 8 ). A közös magyarázat a 3-központú 4-elektronos kötés gondolata, amely lényegében az az elképzelés, hogy a kén és a két egymástól 180 fokos fluor csak 4 elektront oszt meg molekuláris pályájuk között.

Ennek megértésének egyik módja. egy olyan rezonancia struktúrát kell figyelembe venni, ahol a kén kovalensen kötődik az egyik $ \ ce {F} $ -hoz, és ionosan kapcsolódik a másikhoz:

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

Ha átlagolja ezt a két szerkezetet, akkor észreveszi, hogy a kén pozitív töltést tart fenn, és hogy mindegyik fluoridnak van egyfajta “fél” töltése. Ezenkívül vegye figyelembe, hogy a kén mindkét struktúrában csak két elektron kapcsolódik hoz, ami azt jelenti, hogy sikeresen kötődött két fluorhoz, miközben csak két elektron halmozódott fel. Az oka, hogy 180 fokos távolságra van egymástól, a molekuláris pályák geometriájából adódik, amely meghaladja a válasz kereteit.

Tehát csak áttekintésképpen két fluorhoz kötöttünk a kén, amely két elektront és 1 pozitív töltést halmoz fel a kénben. Ha a maradék négy fluoridot a normál kovalens módon kötjük össze a $ \ ce {SF6} $ -tól, akkor is 10 elektron jut a kén köré. Tehát egy másik 3-centrális-4 elektronkötés-pár felhasználásával 8 elektronot érünk el (mind az s, mind a p vegyértékpályát kitöltve), valamint a kén + 2 $ és a $ 2 $ közötti töltését. négy fluor részt vesz a 3c4e kötésben.(Természetesen az összes fluornak egyenértékűnek kell lennie, így ez a töltés valóban eloszlik az összes fluor körül, ha figyelembe vesszük az összes rezonancia struktúrát).

Valójában sok bizonyíték van arra, hogy támogatja ezt a kötési stílust, amelyből a legegyszerűbb az, ha megnézzük a kötések hosszát olyan molekulákban, mint a $ \ ce {ClF3} $ (T-alakú geometria), ahol a két egymástól 180 fokos fluor kissé hosszabb kötéssel rendelkezik klórtartalomig terjed, mint a többi fluor esetében, ami a két $ \ ce {Cl-F} $ kötés gyengült kovalenciáját jelzi (a kovalens és az ionos kötés átlagolásának eredménye).

Ha érdekelnek az érintett molekulapályák részletei, érdemes elolvasni ezt a választ .

TL; A DR hipervalencia nem igazán létezik, és a $ \ ce {8 e -} $ -nál több nem átmeneti fémben sokkal nehezebb, mint gondolnád.

Megjegyzések

• Mint korábban említettem, ez a válasz itt.

Erre a kérdésre nehéz lehet válaszolni, mert ott a vegyérték elektronok néhány meghatározása. Néhány könyv és szótár a valenciaelektronokat “külső héj elektronokként határozza meg, amelyek részt vesznek a kémiai kötésben”, és ezzel a definícióval az elemeknek több mint 8 vegyértékelektronja lehet, ahogy azt az F “x magyarázza.

Néhány könyv és szótár meghatározza vegyérték elektronok, mint “elektronok a legmagasabb fő energia szinten”. Ennél a meghatározásnál egy elemnek csak 8 vegyérték elektronja lenne, mert a $ n-1 $ $ d $ pályák kitöltődnek a $ n $ $ s $ pályák után, majd a $ n $ $ p $ pályák töltődnek be. Tehát a legmagasabb fő energiaszint, a $ n $ tartalmazza a vegyérték elektronokat. Ezzel a definícióval az átmenetifémeknek mindegyikében van 1 vagy 2 vegyértékű elektron (attól függően, hogy hány elektron van a $ s $ vs. $ d $ pályák).

Példák:

• Ca két $ 4s $ elektron esetén két vegyérték elektron (az elektronok a 4. fő energiaszintben vannak) .
• Sc két $ 4s $ elektron és egy $ 3d $ elektron esetén két vegyértékelektron lesz.
• Cr egy $ 4s $ elektron és öt $ 3d $ választott a ronoknak egy vegyértékelektronja lesz.
• Ga két $ 4s $ elektronnal, tíz $ 3d $ elektronral és egy $ 4p $ elektron három vegyértékelektronnal rendelkezik.

A másik meghatározás szerint több lehet, mivel több “külső héj” elektronuk van (amíg a $ d $ héj meg nem töltődik).

A “valencia elektronok” legmagasabb fő energiaszint “definíciójának használata lehetővé teszi az átmenetifém-ionok paramágneses viselkedésének helyes előrejelzését, mivel a valencia elektronok (a $ d $ elektronok) először vesznek el, amikor egy átmeneti fém egy ion.

Nagy különbség van a “szabály” és a természeti törvény között. Az “oktett-szabály” a múlt századforduló fogalma, amely valahogy sikerült bekerülnie a bevezető kémiai könyvekbe, és soha nem rúgta ki a modern kvantummechanika megjelenésével. (Körülbelüli bizonyíték: lehetetlen azonosítani az egyes elektronokat, hogy azokat “vegyértéknek” vagy “nem vegyértéknek” jelöljék.)

Ezért nem talál fizikai válaszok alapján választ arra, hogy miért / miért ne olyan szabály fog érvényben maradni, amely nem fizikai bizonyítékokon alapszik.

Az atomok térbeli konfigurációjukat azért veszik figyelembe, mert ez történetesen elektrosztatikailag kedvező körülmény, nem azért, mert az elektronok “résekként” élnek. h3> Megjegyzések

• Valószínűleg azért került be, mert könnyű volt sokat elmagyarázni a fogalommal, és nem ‘ t ki kell rúgni, mert ez még mindig nagyon sok mindent meg tud magyarázni nagyon egyszerű módon, miközben elég közel van az igazsághoz. Ugyanakkor, bár lehet, hogy nem lehet azonosítani az elektronokat , lehet számolni pályák , azaz elektronpárok, valamint a hibridizációval és keveréssel való zsonglőrködéssel, vagy magpályák , vagy vegyértékpályák hoz rendelik, utóbbiak általában centrab egy kötésen / atomon, és atomonként négyféle megoldást ad.

Miért 8? a fenti válaszok nem igazán foglalkoztak vele, és bár érintőlegesen hat a kérdésre, kissé fontos figyelembe venni. Általában, de nem mindig, az atomok teljes kvantumhéjakká alakulnak, és az elektronok kölcsönhatásba lépnek az összes pályájukkal.

A fő kvantumszám ($ n $) határozza meg a maximális azimutális kvantumszámot ($ l $), abban az értelemben, hogy $ l $ csak $ 0 $ és $ n-1 $ közötti értékeket vehet fel. Így az első sorban $ n = 1 $ és $ l = 0 $. A második sorban $ n = 2 $, tehát $ l = 0,1 $. A harmadik sorban $ n = 3 $, tehát $ l = 0, 1, 2 $.

A $ l $ azimutális kvantumszám meghatározza a lehetséges mágneses kvantumszámok tartományát ($ m_l $), amely a $ -l \ leq m_l \ leq + l $ tartományba esik. Tehát az első sorban $ m_l = 0 $. A második sorban, amikor $ n = 2 $ és $ l = 1 $, akkor $ m_l = -1, 0, 1 $.A harmadik sorban $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Végül a spin kvantumszám A $ m_s $ lehet $ + 1/2 $ vagy $ -1 / 2 $.

Az egyes héjak kitöltésére alkalmas elektronok száma megegyezik a kvantumszám-kombinációk számával. $ N = 2 $ esetén ez

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

egy összesen 8 elektron.

Th A második sor “szerves vegyületeket” tartalmaz, amelyek milliói ismertek, ezért a kémia tanításakor gyakran elfogult az “oktett-szabályra” összpontosítani. Valójában kettős szabályt kell figyelembe venni a hidrogénre, a héliumra (és a gázfázisban dimerizáló lítiumra), az átmenetifémekre pedig a “18-as szabályra”. Ahol a dolgok “nyűgössé” válnak, ott a szilícium a klór révén. Ezek az atomok egy teljes kvantumhéjat alkothatnak az oktett-szabályon keresztül, vagy “kibővíthetik” oktettjeiket, és a 18-as szabály irányítja őket. Vagy azok közötti helyzetek, például kén-hexafluorid. ez durva leegyszerűsítés, mert ezek az atompályák keveredve molekuláris pályákat képeznek, de az atompályák száma befolyásolja és közvetlenül korrelál a kapott molekulapályák számával, így az atomkvantumszámok kombinációja még mindig érdekes információt nyújt. / p>

Megjegyzések

• Szórakoztató tény: Lewis soha nem hozta létre a ” oktettszabályt “. Egyszerűen kettő szabályának nevezte, és kijelentette, hogy sok elem esetében négy elektronpárt használnak a kötéshez.

Vessünk egy pillantást a periódusos rendszerre: az első sorban csak két elem van: hidrogén és hélium. Nem tartják be az oktett szabályt. A hidrogénnek legfeljebb két elektronja lehet a vegyértékpályán. Kiderült, hogy az oktett-szabály nem kizárólagos, vagyis nem csak az a szabály segít megérteni Lewis szerkezetét és elektronkonfigurációját. Miért használjuk tehát az oktett szabályt?

A periódusos rendszer minden periódusa egy atom energiahéját képviseli. Az első periódus a K héjat, az első energiaszintet jelenti, amelynek csak az s pályája van. Minden pályát csak 2 elektron tölthet be, mindkettő kvantumfordulattal az ellentétes irányok felé. Így az első energiaszintű héjhoz, a K-hez lehetséges maximális elektronszám 2. Ez tükröződik abban a tényben, hogy a hélium nemesgáz, mégis csak 2-et tartalmaz. A második energiaszintű héjnak, L-nek van a a plusz 3 p orbitális. Ezek összeadják a négy pályát vagy 8 elektronot. Mivel a leggyakrabban használt elemek a második és a harmadik periódusban vannak, az oktett-szabály gyakran használatos.

A harmadik energiaszint elemei nagyon hasonlóak. Még mindig betartják az oktett szabályt, mert annak ellenére, hogy most 5 d pályájuk van, egyetlen pályát sem kell kitölteni. Az elektronikus konfiguráció azt mutatja, hogy a 4-ek a 3d előtt vannak kitöltve, ezért nem kell kitölteniük a d pályát, így általában az oktett szabályt is betartják. A harmadik energiaszintű héjelemek azonban, ellentétben a második sor elemeivel (lásd Gavin ” s comment fir hivatkozás) nem korlátozódnak az oktett szabályra. Hipervalens molekulákat alkothatnak bizonyos esetekben, amikor a d pálya és a kitöltő felhasználás – ez nem minden látszólagos hipervalens molekula esetében van, az SF6 nem hipervalens, gyenge ionos kötéseket és polaritást használ, de még mindig vannak hipervalens molekulák. Mindig attól függ, melyik állapot a kényelmesebb az elektrosztatika szempontjából.

A negyedik energiaszintű héjban f pályák vannak bevezetve, de ezen a ponton még nem is állunk közel azok kitöltéséhez, mert először meg kell töltenünk a d pályákat. Az 5 d pálya 10 elektronot jelöl, plusz az oktett-szabály előző nyolcja összesen 18-nak felel meg. Ez az oka annak, hogy a periódusos rendszerben 18 oszlop található. Most egy új szabály áll fenn, és ez a jól ismert 18 elektronos szabály, amelyet fentebb említettünk. Az átmeneti fémek nagyobb gyakorisággal engedelmeskednek ennek a szabálynak, mint nem, bár vannak olyan esetek, amikor még mindig betartják az oktett szabályt.Ezen a ponton, annyi kitöltendő pályával és az elektrosztatikával, amely szerepet játszik az elektronikus konfigurációban, ugyanazon elemtől különböző kationokat kaphatunk bizonyos fémekkel. Ezért nem tárgyalják az oxidációs állapot számát az átmenetifémekkel, mint a táblázat első három sorával.

Megjegyzések

• Üdvözöljük a Chemistry SE-n! Válasza sajnos nem ad sokat hozzá a korábbi dolgokhoz. És az SF6-val kapcsolatos magyarázata imo.