Un atomo può avere più di 8 elettroni di valenza? In caso contrario, perché 8 è il limite?

2017-10-27 Aggiornamento

[NOTA: la mia notazione precedente- risposta mirata, invariata, è inferiore a questo aggiornamento.]

Sì. Sebbene avere un ottetto di elettroni di valenza crea un minimo di energia eccezionalmente profondo per la maggior parte degli atomi, è solo un minimo, non un fondamentale requisito. Se ci sono fattori di energia di compensazione sufficientemente forti, anche gli atomi che preferiscono fortemente gli ottetti possono formare composti stabili con più (o meno) degli 8 elettroni del guscio di valenza.

Tuttavia, gli stessi meccanismi di legame che consentono la formazione di gusci di valenza maggiori di 8 consentono anche interpretazioni strutturali alternative di tali gusci, principalmente a seconda che tali legami siano interpretati come ionici o covalenti. Ottima risposta di Manishearth esplora questo problema in modo molto più dettagliato di quanto non faccia qui.

Lesafluoruro di zolfo, $ \ ce {SF6} $, fornisce un delizioso esempio di questa ambiguità. Come ho descritto schematicamente nella mia risposta originale, latomo di zolfo centrale in $ \ ce {SF6} $ può essere interpretato come:

(a) Un atomo di zolfo in cui tutti e 6 i suoi elettroni di valenza sono stati completamente ionizzato via da sei atomi di fluoro, o

(b) un atomo di zolfo con un guscio di valenza a 12 elettroni stabile e altamente simmetrico che è sia creato che stabilizzato da sei atomi di fluoro situati in modo ottaedrico, ciascuno dei quali covalentemente condivide una coppia di elettroni con latomo di zolfo centrale.

Sebbene entrambe queste interpretazioni siano plausibili da una prospettiva puramente strutturale, linterpretazione della ionizzazione ha seri problemi.

Il primo e il più grande problema è che ionizzare completamente tutti e 6 gli elettroni di valenza dello zolfo richiederebbe livelli di energia non realistici (“astronomico” potrebbe essere una parola più appropriata).

Un secondo problema è che la stabilità e la simmetria ottaedrica pulita di $ \ ce {SF6} $ suggerisce fortemente che i 12 elettroni attorno allatomo di zolfo hanno raggiunto una stabilità, ben minimo definito di energia che è diverso dalla sua struttura abituale di ottetti.

Entrambi i punti implicano che linterpretazione più semplice ed energeticamente accurata del guscio di valenza dello zolfo in $ \ ce {SF6} $ è che ha 12 elettroni in una configurazione stabile, non ottetto.

Si noti inoltre che per lo zolfo questo minimo di energia stabile di 12 elettroni non è correlato al maggior numero di elettroni correlati alla valenza visti nei gusci degli elementi di transizione, poiché lo zolfo semplicemente non ha abbastanza elettroni per accedere a quegli orbitali più complessi. Il guscio di valenza a 12 elettroni di $ \ ce {SF6} $ è invece una vera flessione delle regole per un atomo che in quasi tutte le altre circostanze preferisce avere un ottetto di elettroni di valenza.

Ecco perché il mio la risposta generale a questa domanda è semplicemente “sì”.

Domanda: Perché gli ottetti sono speciali?

Il rovescio della medaglia se le shell di valenza non ottetti stabili esiste è questo: perché i gusci di ottetti forniscono un minimo di energia così profondo e universale che lintera tavola periodica è strutturata in righe che terminano (ad eccezione dellelio) con gas nobili con gusci di valenza di ottetto?

In in poche parole, il motivo è che per qualsiasi livello di energia al di sopra del caso speciale del $ n = 1 $ shell (elio), linsieme orbitale “closed shell” $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ è lunico combinazione di orbitali i cui momenti angolari sono (a) tutti mutuamente ortogonali e (b) coprono tutte queste possibilità ortogonali per lo spazio tridimensionale.

È questa partizione ortogonale unica delle opzioni di momento angolare in Spazio 3D che rende lottetto orbitale $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ particolarmente profondo e rilevante anche nei gusci a più alta energia. Ne vediamo la prova fisica nella sorprendente stabilità dei gas nobili.

La ragione per cui lortogonalità degli stati di momento angolare è così importante su scala atomica è il principio di esclusione di Pauli, che richiede che ogni elettrone abbia il proprio stato unico. Avere stati di momento angolare ortogonale fornisce un modo particolarmente semplice e pulito per fornire una forte separazione di stato tra gli orbitali degli elettroni, e quindi per evitare le maggiori penalità energetiche imposte dallesclusione di Pauli.

Lesclusione di Pauli, al contrario, rende insiemi orbitali incompletamente ortogonali sostanzialmente meno attraente energeticamente. Poiché costringono più orbitali a condividere lo stesso spazio sferico degli orbitali $ p_x $, $ p_y $ e $ p_d $ completamente ortogonali dellottetto, gli orbitali $ d $, $ f $ e superiori sono sempre meno ortogonali e soggetto quindi a crescenti sanzioni energetiche esclusione Pauli.

Una nota finale

Potrei aggiungere in seguito unaltra addendum per spiegare lortogonalità del momento angolare in termini di orbite circolari classiche di tipo satellite. Se lo faccio, aggiungerò anche un po di spiegazione sul motivo per cui gli orbitali $ p $ hanno forme di dumbell così stranamente diverse.

(Un suggerimento: se hai mai visto persone creare due loop in una singola corda per saltare, le equazioni dietro questi doppi anelli hanno somiglianze inaspettate con le equazioni dietro gli orbitali $ p $.)

Risposta originale del 2014 (invariata )

Questa risposta intende integrare la risposta precedente di Manishearth “, anziché competere con esso. Il mio obiettivo è mostrare come le regole dellottetto possono essere utili anche per le molecole che contengono più del solito complemento di otto elettroni nel loro guscio di valenza.

La chiamo notazione della donazione e risale al mio liceo giorni in cui nessuna parte della chimica dei testi nella biblioteca della mia piccola città si preoccupava di spiegare come funzionassero quei legami di ossigeno in anioni come carbonato, clorato, solfato, nitrato e fosfato.

Lidea alla base di questa notazione è semplice. Inizi con la notazione del punto dellelettrone, quindi aggiungi le frecce che mostrano se e come altri atomi stanno “prendendo in prestito” ogni elettrone. Un punto con una freccia significa che lelettrone “appartiene” principalmente allatomo alla base della freccia, ma viene utilizzato da un altro atomo per completare lottetto di quellatomo. Una semplice freccia senza alcun punto indica che lelettrone ha effettivamente lasciato latomo originale. In tal caso, lelettrone non è più attaccato alla freccia, ma viene invece mostrato come un aumento del numero di elettroni di valenza negli atomi allestremità della freccia.

Ecco alcuni esempi che utilizzano il sale da cucina (ionico) e lossigeno (covalente):

che il legame ionico di $ \ ce {NaCl} $ si presenta semplicemente come una freccia, a indicare che ha “donato” il suo elettrone più esterno ed è ricaduto nel suo ottetto interno di elettroni per soddisfare le proprie priorità di completamento (tali ottetti interni sono mai mostrato.)

I legami covalenti si verificano quando ogni atomo contribuisce con un elettrone a un legame. La notazione di donazione mostra entrambi gli elettroni, quindi lossigeno è doppiamente legato finisce con quattro frecce tra gli atomi.

La notazione della donazione non è realmente necessaria per semplici legami covalenti, tuttavia. È inteso più per mostrare come funziona il legame negli anioni. Due esempi strettamente correlati sono il solfato di calcio ($ \ ce {CaSO4} $, meglio noto come gesso) e il solfito di calcio ($ \ ce {CaSO3} $, un comune conservante alimentare ):

In questi esempi il calcio dona tramite un legame principalmente ionico, quindi il suo contributo diventa una coppia di frecce che donano due elettroni al nucleo dellanione, completando lottetto dellatomo di zolfo. Gli atomi di ossigeno si attaccano quindi allo zolfo e “prendono in prestito” intere coppie di elettroni, senza realmente contribuire in cambio. Questo modello mutuante è un fattore importante nel motivo per cui può esserci più di un anione per elementi come zolfo (solfati e solfiti) e azoto (nitrati e nitriti). Poiché gli atomi di ossigeno non sono necessari affinché latomo centrale stabilisca un ottetto completo, è possibile che alcune delle coppie nellottetto centrale rimangano separate, il che si traduce in un anio meno ossidato ns come solfiti e nitriti.

Infine, un esempio più ambiguo è lesafluoruro di zolfo:

La figura mostra due opzioni. $ \ Ce {SF6} $ dovrebbe essere modellato come se lo zolfo fosse un metallo che cede tutti i suoi elettroni agli atomi di fluoro iper-aggressivi (opzione a), o come un caso in cui la regola dellottetto lascia il posto a una più debole ma regola dei 12 elettroni ancora praticabile (opzione b)? Ci sono alcune controversie anche oggi su come trattare questi casi. La notazione della donazione mostra come una prospettiva ottetto possa ancora essere applicata a questi casi, anche se non è mai una buona idea fare affidamento su modelli di approssimazione del primo ordine per questi casi estremi.

2014-04-04 Aggiornamento

Infine, se sei stanco di punti e frecce e desideri qualcosa di più vicino alla notazione dei legami di valenza standard , queste due equivalenze sono utili:

Lequivalenza in linea retta superiore è banale poiché la linea risultante è identica nellaspetto e nel significato al legame covalente standard della chimica organica.

La seconda notazione u-bond è quella nuova. Lho inventato per frustrazione al liceo negli anni 70 (sì, sono così vecchio), ma allepoca non ci ho mai fatto niente.

Il vantaggio principale della notazione u-bond è che ti permette di prototipare e valutare relazioni di legame non standard usando solo valenze atomiche standard. Come per il legame covalente in linea retta, la linea che forma il legame a U rappresenta una singola coppia di elettroni. Tuttavia, in un legame a U, è latomo nella parte inferiore dellU che dona entrambi gli elettroni nella coppia. Quellatomo non ottiene nulla dallaccordo, quindi nessuno dei suoi bisogni di legame viene modificato o soddisfatto. Questa mancanza di completamento del legame è rappresentata dallassenza di linee che terminano su quel lato del legame a U.

Latomo del mendicante in cima alla U può usare entrambi degli elettroni gratuitamente, il che a sua volta significa che due dei suoi bisogni di legame di valenza sono soddisfatti. Notazionalmente, questo si riflette nel fatto che entrambe le estremità della linea della U sono accanto a quellatomo.

Considerato nel suo insieme, latomo nella parte inferiore di un legame a U sta dicendo “Io non “Mi piace, ma se sei così alla disperata ricerca di un paio di elettroni e se prometti di starci molto vicino, ti lascerò attaccare a un paio di elettroni dal mio già completato ottetto. “

Il monossido di carbonio con il suo sconcertante” perché il carbonio ha improvvisamente una valenza di due? ” struttura dimostra bene come i legami a U interpretano tali composti in termini di numeri di legame più tradizionali:

Si noti che due dei quattro legami del carbonio sono risolti da legami covalenti standard con lossigeno, mentre i restanti due legami del carbonio sono risolti dalla formazione di un legame che consente al mendicante di carbonio di “condividere” una delle coppie di elettroni dallottetto già pieno di ossigeno. Il carbonio finisce con quattro estremità di linea, che rappresentano i suoi quattro legami, e lossigeno finisce con due. Entrambi gli atomi hanno quindi soddisfatto i loro numeri di legame standard.

Unaltra intuizione più sottile da questa figura è che poiché un legame u rappresenta una singola coppia di elettroni, la combinazione di un legame u e due legami covalenti tradizionali tra gli atomi di carbonio e ossigeno coinvolge un totale di sei elettroni, e quindi dovrebbe avere somiglianze con il triplo legame di sei elettroni tra due atomi di azoto. Questa piccola previsione si rivela corretta: le molecole di azoto e monossido di carbonio sono infatti omologhe della configurazione elettronica, una delle conseguenze è che hanno proprietà chimiche fisiche quasi identiche.

Di seguito sono riportati alcuni altri esempi di come la notazione u-bond possa far sembrare un po meno misteriosi anioni, composti di gas nobili e strani composti organici:

Commenti

• Mi dispiace di dover fare un commento critico su un così apprezzato risposta, ma questa non è una risposta alla domanda, ma piuttosto una missiva su una rappresentazione grafica alternativa delle strutture di risonanza.
• Devo secondo @Eric ‘ commento di s. È un peccato che questa sia una risposta così votata in quanto promuove un concetto, che è troppo semplice. Soprattutto dopo laggiornamento, la notazione ” u ” per lanidride carbonica non ha alcun senso. Questa è una molecola molto complicata e il cosiddetto ” u bond ” è indistinguibile dal legame tradizionale.
• @TerryBollinger Un esempio di un atomo che ha più di 8 elettroni di valenza è un metallo di transizione. Altri includono gli attinidi e i lantanidi. Non abbiamo davvero ‘ bisogno di un universo 4D per avere atomi con più di 8 elettroni di valenza.
• In realtà non posso credere che questa risposta sia peggiorata rispetto a quella originale era. Con il tuo caso di valenza a 12 elettroni devi anche includere il prerequisito per questo: avere elettroni in orbitali d dello zolfo; che è stato smentito parecchie volte. (Ottetto espanso, ipervalenza per nominare le parole chiave.) Inoltre non è assolutamente necessario descrivere il legame in questo modo, così come la risonanza, e anche la combinazione di legami 3c2e e 3c4e è una stampella non necessaria, ma almeno questo ‘ non è completamente sbagliato. Le obbligazioni possono avere contributi covalenti e ionici.
• Attualmente ci sono almeno tre risposte che lo fanno già. Sfortunatamente non sono scritti così ingannevolmente semplici come i tuoi, perché semplicemente non sono così semplici come li presenti. Sono le risposte proprio come queste che mantengono vivi i miti scientifici sfatati. Lunico modo per combattere è dirti: Ti sbagli.

Sì, è possibile. Abbiamo molecole che contengono “atomi di superottetto”. Esempi:

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

Quasi tutti i composti di coordinazione hanno un atomo centrale superottetto.

Anche i non metalli dal Periodo 3 in poi sono inclini a questo.Gli alogeni, lo zolfo e il fosforo sono recidivi, mentre tutti i composti di gas nobili sono superoctet. Quindi lo zolfo può avere una valenza di +6, il fosforo +5 e gli alogeni +1, +3, +5 e +7. Si noti che questi sono ancora composti covalenti: la validità si applica anche ai legami covalenti.

Il motivo per cui non si vede di solito è il seguente. Fondamentalmente lo deduciamo dalle proprietà di orbitali atomici .

In base al principio aufbau , gli elettroni si riempiono in questi orbitali per il periodo $ n $:

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

(teoricamente, avresti $ (n-3) \ mathrm {g} $ prima di $ \ mathrm {f} $ e così via. Ma non abbiamo ancora atomi con quegli orbitali)

Ora, la shell più esterna è $ n $. In ogni periodo, ci sono solo otto slot per riempire questa shell secondo il principio di Aufbau: 2 in $ n \ mathrm {s} $ e 6 in $ n \ mathrm {p} $. Poiché la nostra tavola periodica segue praticamente questo principio, di solito non vediamo nessun atomo di superoctet.

Ma, gli $ \ mathrm {d, f} $ orbitali per quella shell esiste ancora (come orbitali vuoti) e può essere riempita se necessario. Con “esistono”, intendo che hanno unenergia abbastanza bassa da essere facilmente riempiti. Gli esempi sopra sono costituiti da un atomo centrale, che ha preso questi orbitali vuoti nella sua ibridazione, dando origine a una specie di superottetto (poiché i legami covalenti aggiungono un elettrone ciascuno)

Ho preparato una tavola periodica con il conchiglie contrassegnate. Ho usato le lettere della shell invece dei numeri per evitare confusione. $ K, L, M, N $ si riferiscono alla shell 1,2,3,4 ecc. Quando una fetta della tabella è contrassegnata come “M9-M18”, questo significa che il primo elemento di quel blocco “riempie” il nono elettrone nel guscio M (terzo) e lultimo elemento riempie il diciottesimo.

Clicca per ingrandire:

_{(Derivata di questa immagine )}

Nota che ci sono alcune irregolarità, con $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ e un sacco di altri che non ho contrassegnato in modo speciale nella tabella.

Commenti

• Mi sento obbligato a aggiungere un disclaimer a una risposta così altamente votata. Sebbene sia comunemente insegnato come tale nella chimica introduttiva, il coinvolgimento degli orbitali d nellipervalenza è non vero , poiché sono, infatti, non abbastanza bassi di energia da essere riempiti . La Gavin Kramar ‘ s risposta a questa domanda descrive lipervalenza in modo più accurato.

In chimica, e nella scienza in generale, ci sono molti modi per spiegare la stessa regola empirica. Qui, sto dando una panoramica molto leggera sulla chimica quantistica: dovrebbe essere abbastanza leggibile a livello principiante, ma non spiegherà nel modo più profondo le ragioni dellesistenza delle shell elettroniche.

La “regola” che stai citando è nota come regola dellottetto , e una delle sue formulazioni è che

atomi di basso ( Z < 20) i numeri atomici tendono a combinarsi in modo tale da avere ciascuno otto elettroni nei loro gusci di valenza

Noterai che non si tratta specificamente di una valenza massima (cioè il numero di elettroni nel guscio di valenza), ma di una valenza preferita nelle molecole. È comunemente usato per determinare la struttura di Lewis delle molecole.

Tuttavia, la regola dellottetto non è la fine della storia. Se guardi lidrogeno (H) e lelio (He), vedrai che non preferisci una valenza di otto elettroni, ma una valenza di due elettroni: H forma ad es. H ₂ , HF, H ₂ O, He (che ha già due elettroni e non forma molecole). Questo è chiamato regola del duetto . Inoltre, gli elementi più pesanti inclusi tutti i i metalli di transizione seguono la regola dei 18 elettroni quando formano complessi metallici. Ciò è dovuto alla natura quantistica degli atomi, dove gli elettroni sono organizzati in gusci : il primo (chiamato il guscio K) ha 2 elettroni, il secondo (guscio L) ne ha 8, il terzo (guscio M) ne ha 18. Gli atomi si combinano in molecole cercando nella maggior parte dei casi di avere elettroni di valenza che riempiono interamente un guscio.

Infine, ci sono elementi che, in alcuni composti chimici, infrangono le regole del duetto / ottetto / 18 elettroni.La principale eccezione è la famiglia di molecole ipervalenti , in cui un elemento del gruppo principale ha nominalmente più di 8 elettroni nel suo guscio di valenza. Il fosforo e lo zolfo sono più comunemente inclini a formare molecole ipervalenti, tra cui $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , e così via. Alcuni altri elementi che possono anche comportarsi in questo modo includono iodio (ad esempio in $ \ ce {IF7} $), xeno (in $ \ ce {XeF4} $) e cloro (in $ \ ce {ClF5} $). (Questo elenco non è esaustivo.)

La risposta di Gavin Kramar spiega come tali molecole ipervalenti possono verificarsi nonostante apparentemente rompano lottetto regola.

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• Questo può essere un problema di definizione se il richiedente è al liceo o un neolaureato. Le prime tre edizioni attuali dei libri di testo delle scuole superiori che ho preso dallo scaffale (AP e chimica iniziale) usano la definizione di elettroni di valenza come ” elettroni nel più alto livello di energia principale occupata “.
• Tieni presente che la regola 18elettrone / EAN non è ‘ t sempre seguita .. I complessi paramagnetici e ottaedrici non la seguono mai . Possono ‘ t. Nemmeno i complessi planari tetraedrici / quadrati. Questi di solito sono ancora superoctet, però.
• @ManishEarth I ‘ sono molto preoccupato per alcune delle risposte fornite su SE che riguardano i concetti di struttura elettronica. Mi chiedo se sarebbe utile avviare una meta discussione su come rispondere a ” perché ” domande del 1900 ‘ teoria dei legami chimici – la risposta dovrebbe essere in termini di vecchie regole chimiche o in termini di meccanica quantistica?
• Ci sono alcune molecole con elio. Ad esempio idruro di elio.

Qualcosa che vale la pena aggiungere a questa discussione che “sono sorpreso non ha” t stato menzionato riguardo a molecole “ipervalenti” come $ \ ce {SF6} $.

Uno dei miei professori alluniversità mi ha informato che la spiegazione comune (che gli orbitali d vuoti sono vuoti e sono quindi accessibili) in realtà molto probabilmente non è corretto. Questa è una spiegazione vecchio modello che è obsoleta, ma per qualche motivo viene insegnata continuamente nelle scuole. Una citazione dall articolo di Wikipedia sullibridazione orbitale :

Nel 1990, Magnusson ha pubblicato un lavoro seminale che esclude definitivamente il ruolo dellibridazione d-orbitale nel legame in composti ipervalenti di elementi di seconda fila.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Quando si guardano effettivamente i numeri, lenergia associata a quegli orbitali è significativamente superiore allenergia di legame trovata sperimentalmente allinterno molecole come $ \ ce {SF6} $, il che significa che è altamente improbabile che gli orbitali d siano coinvolti in questo tipo di struttura molecolare.

Questo ci lascia bloccati, infatti, con lottetto regola. Poiché $ \ ce {S} $ non può raggiungere i suoi orbitali d, non può avere più di 8 elettroni nella sua valenza (vedi altre discussioni in questa pagina per le definizioni di valenza ecc., Ma per la definizione più elementare, sì, solo 8 ). La spiegazione comune è lidea di un legame a 4 elettroni centrato su 3, che è essenzialmente lidea che lo zolfo e due fluoro a 180 gradi di distanza condividano solo 4 elettroni tra i loro orbitali molecolari.

Un modo per comprendere questo è considerare una coppia di strutture di risonanza in cui lo zolfo è legato covalentemente a una $ \ ce {F} $ e ionicamente allaltra:

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

Quando si calcola la media di queste due strutture, si noterà che lo zolfo mantiene una carica positiva e che ogni fluoruro ha una sorta di “mezza” carica. Inoltre, nota che lo zolfo ha solo due elettroni ad esso associati in entrambe le strutture, il che significa che si è legato con successo a due fluoro mentre accumula solo due elettroni. Il motivo per cui devono essere a 180 gradi luno dallaltro è dovuto alla geometria degli orbitali molecolari, che va oltre lo scopo di questa risposta.

Quindi, solo per rivedere, ci siamo legati a due fluoro al zolfo che accumula due elettroni e una carica positiva sullo zolfo. Se legassimo i restanti quattro fluoruri da $ \ ce {SF6} $ nel normale modo covalente, avremmo ancora 10 elettroni intorno allo zolfo. Quindi, utilizzando unaltra coppia di legami elettronici 3-center-4, otteniamo 8 elettroni (riempiendo sia gli orbitali di valenza se p) così come una carica di $ + 2 $ sullo zolfo e una carica di $ -2 $ distribuita attorno al quattro fluoro coinvolti nel legame 3c4e.(Naturalmente, tutti i fluoro devono essere equivalenti, in modo che la carica sarà effettivamente distribuita intorno a tutti i fluoro se si considerano tutte le strutture di risonanza).

In realtà ci sono molte prove a supportano questo stile di legame, il più semplice dei quali si osserva osservando le lunghezze dei legami in molecole come $ \ ce {ClF3} $ (geometria a forma di T), dove i due fluoro a 180 gradi luno dallaltro hanno un legame leggermente più lungo lunghezza al cloro rispetto agli altri fluoro, indicando una quantità indebolita di covalenza in quei due legami $ \ ce {Cl-F} $ (un risultato della media di un legame covalente e ionico).

Se tu sei interessato ai dettagli degli orbitali molecolari coinvolti, potresti leggere questa risposta .

TL; DR Hypervalency non “in realtà esistono e avere più di $ \ ce {8 e -} $ in metalli non di transizione è molto più difficile di quanto si pensi.

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• Come ho detto prima, questo è la risposta qui.

Potrebbe essere difficile rispondere a questa domanda perché lì sono un paio di definizioni di elettroni di valenza. Alcuni libri e dizionari definiscono gli elettroni di valenza come “elettroni del guscio esterno che partecipano al legame chimico” e secondo questa definizione, gli elementi possono avere più di 8 elettroni di valenza come spiegato da F “x.

Alcuni libri e dizionari definiscono elettroni di valenza come “elettroni nel più alto livello di energia principale”. Secondo questa definizione un elemento avrebbe solo 8 elettroni di valenza perché gli orbitali $ n-1 $ $ d $ si riempiono dopo gli orbitali $ n $ $ s $, e poi gli $ n $ $ p $ gli orbitali si riempiono. Quindi, il livello di energia principale più alto, $ n $, contiene gli elettroni di valenza. In base a questa definizione, i metalli di transizione hanno tutti 1 o 2 elettroni di valenza (a seconda di quanti elettroni ci sono nel $ s $ contro $ d $ orbitali).

Esempi:

• Ca con due elettroni $ 4s $ avrebbe due elettroni di valenza (elettroni nel 4 ° livello di energia principale) .
• Sc con due elettroni $ 4s $ e un elettrone $ 3d $ avrà due elettroni di valenza.
• Cr con un elettrone $ 4s $ e cinque $ 3d $ eletti rons avrà un elettrone di valenza.
• Ga con due elettroni $ 4s $, dieci elettroni $ 3d $ e un elettrone $ 4p $ avrebbe tre elettroni di valenza.

Secondo laltra definizione, potrebbero averne di più poiché hanno più elettroni “guscio esterno” (finché il $ d $ guscio non è riempito).

Lutilizzo della definizione di “livello di energia principale più elevato” per gli elettroni di valenza consente di prevedere correttamente il comportamento paramagnetico degli ioni dei metalli di transizione perché gli elettroni di valenza (gli $ d $ elettroni) vengono persi per primi quando un metallo di transizione forma un ione.

Cè una grande differenza tra una “regola” e una legge di natura. La “regola dellottetto” è un concetto di fine secolo scorso che in qualche modo è riuscito a entrare nei libri introduttivi di chimica e non è mai stato eliminato con lavvento della moderna meccanica quantistica. (Prova circostanziale: è impossibile identificare singoli elettroni per etichettarli “valenza” o “non valenza”.)

Pertanto, non troverai alcuna risposta basata su prove fisiche sul perché / perché no una regola che non è basata su prove fisiche sarà valida.

Gli atomi prendono la loro configurazione spaziale perché sembra essere una circostanza elettrostaticamente favorevole, non perché gli elettroni si avvalgono come “slot”.

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• Probabilmente è stato accettato perché era facile spiegare molto con il concetto e non ‘ essere espulso perché può ancora spiegare molto in modo molto semplice, essendo abbastanza vicino alla verità mentre lo fa. Inoltre, anche se potrebbe non essere possibile identificare elettroni , è possibile calcolare orbitali , cioè coppie di elettroni e destreggiandosi con libridazione e la miscelazione, assegnandoli ad essere orbitali centrali o orbitali di valenza , questi ultimi solitamente centrab le su un legame / atomo e fornendo un tipo di soluzione quattro per atomo.

Perché 8? non è stato realmente affrontato dalle risposte precedenti e, sebbene tangenziale alla domanda, è alquanto importante da considerare. In generale, ma non sempre, gli atomi reagiscono per formare “gusci” quantistici completi, con gli elettroni che interagiscono con tutti i loro orbitali.

Il numero quantico principale ($ n $) determina il numero quantico azimutale massimo ($ l $), nel senso che $ l $ può assumere solo valori compresi tra $ 0 $ e $ n-1 $. Pertanto, per la prima riga, $ n = 1 $ e $ l = 0 $. Per la seconda riga, $ n = 2 $ quindi $ l = 0,1 $. Per la terza riga, $ n = 3 $, quindi $ l = 0, 1, 2 $.

Il numero quantico azimutale $ l $ determina lintervallo di possibili numeri quantici magnetici ($ m_l $), che si trova nellintervallo $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Quindi per la prima riga, $ m_l = 0 $. Per la seconda riga, quando $ n = 2 $ e $ l = 1 $, allora $ m_l = -1, 0, 1 $.Per la terza riga, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Infine, il numero quantico di spin $ m_s $ può essere $ + 1/2 $ o $ -1 / 2 $.

Il numero di elettroni che possono riempire ogni guscio è uguale al numero di combinazioni di numeri quantici. Per $ n = 2 $, questo è

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

per un totale di 8 elettroni.

Th La seconda riga contiene “composti organici”, di cui si conoscono milioni, quindi cè spesso un pregiudizio nellinsegnamento della chimica per concentrarsi sulla “regola dellottetto”. In effetti, cè una regola di duetto da considerare per lidrogeno, lelio (e il litio che si dimerizza in fase gassosa) e la “regola del 18” per i metalli di transizione. Dove le cose diventano “instabili” sono il silicio attraverso il cloro. Questi atomi possono formare un guscio quantistico completo tramite la regola dellottetto, o “espandere” i loro ottetti ed essere governati dalla regola del 18. O situazioni intermedie, come lesafluoruro di zolfo.

Ricorda, questa è una grossolana semplificazione, perché questi orbitali atomici si mescolano per formare orbitali molecolari, ma i conteggi degli orbitali atomici influenzano e sono direttamente correlati con i conteggi degli orbitali molecolari risultanti, quindi la combinazione di numeri quantici atomici fornisce ancora alcune informazioni interessanti. / p>

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• Curiosità: Lewis non ha mai coniato il termine ” Regola dellottetto “. La chiamò semplicemente la regola del due e affermò che per molti elementi vengono utilizzate quattro coppie di elettroni per il legame.