Kan et atom ha mer enn 8 valenselektroner? Hvis ikke, hvorfor er 8 grensen?

2017-10-27 Oppdater

[MERK: Min tidligere notasjon- fokusert svar, uendret, er under denne oppdateringen.]

Ja. Selv om det å ha en oktett med valenselektroner skaper et eksepsjonelt dypt energiminimum for de fleste atomer, er det bare et minimum, ikke et grunnleggende Hvis det er tilstrekkelig sterke kompenserende energifaktorer, kan selv atomer som sterkt foretrekker oktetter danne stabile forbindelser med mer (eller mindre) enn de 8 valensskallelektronene.

Imidlertid kan de samme bindingsmekanismene som muliggjør dannelse av valensskall med større enn 8 muliggjør også alternative strukturelle tolkninger av slike skall, avhengig av det meste av om slike bindinger tolkes som ioniske eller kovalente. Manishearths utmerkede svar utforsker dette problemet i mye større detalj enn jeg gjør her.

Svovelheksafluorid, $ \ ce {SF6} $, gir et herlig eksempel på denne tvetydigheten. Som jeg skematisk beskrev i mitt opprinnelige svar, kan det sentrale svovelatomet i $ \ ce {SF6} $ tolkes som enten:

(a) Et svovelatom der alle 6 av dets valenselektroner har vært fullt ionisert bort av seks fluoratomer, eller

(b) Et svovelatom med et stabilt, høysymmetrisk 12-elektron valensskall som både er skapt og stabilisert av seks oktahedrisk lokaliserte fluoratomer, som hver kovalent deler et elektronpar med det sentrale svovelatomet.

Selv om begge disse tolkningene er plausible fra et rent strukturelt perspektiv, har ioniseringstolkningen alvorlige problemer.

Det første og største problemet er at full ionisering av alle 6 svovelens valenselektroner ville kreve energinivåer som er urealistiske («astronomiske» kan være et mer passende ord).

Et annet spørsmål er at stabiliteten og den rene oktaedriske symmetrien på $ \ ce {SF6} $ antyder sterkt at de 12 elektronene rundt svovelatomet har nådd en stabil, godt definert energiminimum som er forskjellig fra den vanlige oktettstrukturen.

Begge punkter antyder at den enklere og mer energisk nøyaktige tolkningen av svovelvalensskallet i $ \ ce {SF6} $ er at den har 12 elektroner i en stabil, ikke-oktettkonfigurasjon.

Legg også merke til at for svovel er dette 12-elektronstabile energiminimumet ikke relatert til det større antall valensrelaterte elektroner sett i overgangselementskall, siden svovel ganske enkelt ikke har nok elektroner for å få tilgang til de mer komplekse orbitalene. Det 12 elektronvalensskallet på $ \ ce {SF6} $ er i stedet en sann bøyning av reglene for et atom som i nesten alle andre omstendigheter foretrekker å ha en oktett med valenselektroner.

Det er derfor min det samlede svaret på dette spørsmålet er ganske enkelt «ja».

Spørsmål: Hvorfor er oktetter spesielle?

Baksiden av om stabile ikke-oktett-valensskjell eksisterer er dette: Hvorfor gir oktettskjell et energiminimum som er så dypt og universelt at hele det periodiske systemet er strukturert i rader som ender (bortsett fra helium) med edelgasser med oktettvalensskjell?

I et nøtteskall, er årsaken at for ethvert energinivå over spesialtilfellet til $ n = 1 $ skallet (helium), er «lukket skall» orbital sett $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ det eneste kombinasjon av orbitaler hvis vinkelmoment er (a) alle innbyrdes ortogonale, og (b) dekker alle slike ortogonale muligheter for tredimensjonalt rom.

Det er denne unike ortogonale partisjoneringen av vinkelmomentalternativer i 3D-rom som gjør $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ orbitaloktet både spesielt dyp og relevant selv i de høyeste energiskallene. Vi ser det fysiske beviset på dette i den edle gassens slående stabilitet.

Årsaken til at ortogonaliteten til vinkelmomenttilstander er så viktig i atomskalaer, er Pauli-utelukkelsesprinsippet, som krever at hvert elektron har sin egen unik tilstand. Å ha ortogonale vinkelmomenttilstander gir en spesielt ren og enkel måte å gi sterk tilstandsskille mellom elektronorbitaler, og dermed å unngå større energistraff som pålegges av Pauli-ekskludering. vesentlig mindre attraktivt energisk. Fordi de tvinger flere orbitaler til å dele det samme sfæriske rommet som de helt ortogonale $ p_x $, $ p_y $ og $ p_d $ orbitalene til oktetten, blir $ d $, $ f $ og høyere orbitaler stadig mindre ortogonale, og dermed underlagt økende Pauli-ekskluderingsenergistraff.

En siste merknad

Jeg kan senere legge til et nytt tillegg for å forklare vinkelmoment ortogonalitet i form av klassiske, satellitt-sirkulære baner. Hvis jeg gjør det, vil jeg også legge til litt forklaring på hvorfor $ p $ orbitalene har så bisarrely forskjellige dumbellformer.

(Et hint: Hvis du noen gang har sett folk lage to sløyfer i et enkelt hoppetau, ligningene bak slike dobbeltløkker har uventede likheter med ligningene bak $ p $ orbitaler.)

Original 2014-ish Answer (Unchanged )

Dette svaret er ment å supplere Manishearths tidligere svar , snarere enn konkurrere med det. Målet mitt er å vise hvordan oktettregler kan være nyttige selv for molekyler som inneholder mer enn det vanlige komplementet av åtte elektroner i valensskallet.

Jeg kaller det donasjonsnotasjon, og det går tilbake til videregående skole dager da ingen av kjemien til tekstene i biblioteket mitt i småbyene gadd å forklare hvordan oksygenbindinger fungerte i anioner som karbonat, klorat, sulfat, nitrat og fosfat.

Ideen bak denne notasjonen er enkelt. Du begynner med elektronpunktnotasjonen, og legger deretter til piler som viser om og hvordan andre atomer «låner» hvert elektron. En prikk med en pil betyr at elektronet «hovedsakelig» tilhører atomet ved pilens bunn, men blir brukt av et annet atom for å hjelpe til med å fullføre atomets oktett. En enkel pil uten prikk indikerer at elektronet har effektivt forlatt det opprinnelige atomet. I så fall er ikke elektronet lenger festet til pilen i det hele tatt, men vises i stedet som en økning i antall valenselektroner i atomene på slutten av pilen.

Her er eksempler som bruker bordsalt (ionisk) og oksygen (kovalent):

Merknad at den ioniske bindingen av $ \ ce {NaCl} $ bare viser seg som en pil, noe som indikerer at den har «donert» sitt ytterste elektron og falt tilbake til sin indre oktet av elektroner for å tilfredsstille sine egne fullføringsprioriteter. (Slike indre oktetter er aldri vist.)

Kovalente bindinger skjer når hvert atom bidrar med et elektron til en binding. Donasjonsnotasjon viser begge elektronene, så dobbeltbundet oksygen vind opp med fire piler mellom atomene.

Donasjonsnotasjon er egentlig ikke nødvendig for enkle kovalente bindinger. Det er ment mer for å vise hvordan binding fungerer i anioner. To nært beslektede eksempler er kalsiumsulfat ($ \ ce {CaSO4} $, bedre kjent som gips) og kalsiumsulfitt ($ \ ce {CaSO3} $, et vanlig matkonserveringsmiddel ):

I disse eksemplene donerer kalsiumet via en for det meste ionisk binding, så dens bidrag blir et par piler som donerer to elektroner til kjernen av anionet, og fullfører oktetten til svovelatomet. Oksygenatomene fester seg deretter til svovelet og «låner» hele elektronparene, uten egentlig å bidra med noe tilbake. Denne lånemodellen er en viktig faktor i hvorfor det kan være mer enn ett anion for elementer som svovel (sulfater og sulfitter) og nitrogen (nitrater og nitritter). Siden oksygenatomer ikke er nødvendig for at sentralatomet skal etablere en full oktet, er det mulig for noen av parene i den sentrale oktetten å forbli uheftet. Dette resulterer i mindre oksidert anio ns som sulfitter og nitritter.

Til slutt er et mer tvetydig eksempel svovelheksafluorid:

Figuren viser to alternativer. Bør $ \ ce {SF6} $ modelleres som om svovelet er et metall som gir fra seg alle elektronene til de hyperaggressive fluoratomene (alternativ a), eller som et tilfelle der oktettregelen viker for en svakere, men fremdeles brukbar 12-elektronregel (alternativ b)? Det er noe kontrovers selv i dag om hvordan slike saker skal håndteres. Donasjonsnotasjonen viser hvordan et oktettperspektiv fremdeles kan brukes på slike tilfeller, selv om det aldri er en god ide å stole på tilnærmingsmodeller av første ordning for slike ekstreme tilfeller.

04-04-2014 Oppdater

Til slutt, hvis du er lei av prikker og piler og lengter etter noe nærmere standard valensbindingsnotasjon , disse to ekvivalensene er nyttige:

Den øvre rettlinjekvivalensen er trivielt siden den resulterende linjen er identisk i utseende og betydning med standard kovalent binding av organisk kjemi.

Den andre u-bond notasjonen er den nye. Jeg oppfant det av frustrasjon på videregående skole på 1970-tallet (ja jeg er så gammel), men gjorde aldri noe med det på den tiden.

Den største fordelen med u-bindingsnotasjon er at den lar deg prototype og vurdere ikke-standardiserte bindingsforhold mens du bare bruker standard atomvalenser. Som med den lineære kovalente bindingen, representerer linjen som danner u-bindingen et enkelt par elektroner. I en u-binding er det imidlertid atomet nederst i U som donerer begge elektroner i paret. Atomet får ingenting ut av avtalen, så ingen av bindingsbehovene endres eller oppfylles. Denne mangelen på fullføring av bindingen er representert ved fraværet av en linje som slutter på den siden av u-bindingen.

Tiggeratomet øverst i U får bruke begge av elektronene gratis, noe som igjen betyr at to av valensbåndets behov blir dekket. Notasjonelt gjenspeiles dette av det faktum at begge linjene til U er ved siden av atomet.

Sett under ett sier atomet nederst i en u-binding «Jeg don «liker ikke det, men hvis du er den desperat etter et par elektroner, og hvis du lover å holde deg veldig nærme, vil jeg la deg låse deg fast på et par elektroner fra mine allerede ferdige oktett. «

Karbonmonoksid med sin forbløffende» hvorfor har karbon plutselig en valens på to? » struktur viser pent hvordan u-bindinger tolker slike forbindelser i form av mer tradisjonelle bindingstall:

Legg merke til at to av karbonens fire bindinger løses ved standard kovalente bindinger med oksygen, mens de resterende to karbonbindinger løses ved dannelsen av en u- binding som lar tiggerkarbonet «dele» et av elektronparene fra oksygen som allerede er fulloktet. Karbon ender opp med fire linjene, som representerer de fire bindingene, og oksygen ender med to. Begge atomene har dermed oppfylt standardbindingstall.

En annen mer subtil innsikt fra denne figuren er at siden en u-binding representerer et enkelt par elektroner, er kombinasjonen av en u-binding og to tradisjonelle kovalente bindinger mellom karbon- og oksygenatomene involverer totalt seks elektroner, og det burde ha likheter med seks-elektronens tredobling mellom to nitrogenatomer. Denne lille spådommen viser seg å være riktig: nitrogen- og karbonmonoksidmolekyler er faktisk elektronkonfigurasjonshomologer, en av konsekvensene av det er at de har nesten identiske fysiske kjemiske egenskaper.

Nedenfor er noen flere eksempler. om hvordan u-bindingsnotasjon kan få anioner, edelgassforbindelser og rare organiske forbindelser til å virke litt mindre mystiske:

Kommentarer

• Jeg angrer på å måtte komme med en kritisk kommentar til en så høyt rangert svar, men dette er ikke et svar på spørsmålet, men snarere et missiv på en alternativ grafisk fremstilling av resonansstrukturer.
• Jeg må sekundere @Eric ‘ s kommentar. Det er uheldig at dette er et så høyt stemt svar som fremmer et konsept, som er altfor enkelt. Spesielt etter oppdateringen gir » u » notasjon for karbondioksid ingen mening overhodet. Dette er et svært komplisert molekyl, og det såkalte » u-bindingen » kan ikke skilles fra den tradisjonelle bindingen.
• @TerryBollinger Et eksempel på et atom som har mer enn 8 valenselektroner er et overgangsmetall. Andre inkluderer aktinidene og lantanidene. Vi trenger virkelig ikke ‘ et 4D-univers for å ha atomer med mer enn 8 valenselektroner.
• Jeg kan faktisk ikke tro at dette svaret ble verre at det opprinnelig var. Med ditt 12 elektronvalensfall må du også inkludere forutsetningen for det: å ha elektroner i d-orbitaler av svovel; som er motbevist ganske mange ganger. (Utvidet oktett, hypervalens for å nevne utløserordene.) Pluss at det er absolutt unødvendig å beskrive binding på den måten, som resonans, og kombinasjonen av 3c2e og 3c4e obligasjoner er også en unødvendig krykke, men i det minste at ‘ er ikke helt feil. Obligasjoner kan ha kovalente og ioniske bidrag.
• Det er for tiden minst tre svar som allerede gjør det. Dessverre er de ikke skrevet så villedende enkle som din, fordi det rett og slett ikke er så enkelt som du presenterer. Det er svarene akkurat som dette, som holder debunked vitenskapelige myter i live. Den eneste måten å bekjempe det på er å fortelle deg: Du tar feil.

Ja, det kan det. Vi har molekyler som inneholder «superoktetatomer». Eksempler:

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

Nesten alle koordineringsforbindelser har et superoktet sentralt atom.

Ikke-metaller fra periode 3 og utover er også utsatt for dette.Halogener, svovel og fosfor er gjentatte lovbrytere, mens alle edelgassforbindelser er superoktet. Dermed kan svovel ha en valens på +6, fosfor +5, og halogenene +1, +3, +5 og +7. Vær oppmerksom på at dette fremdeles er kovalente forbindelser, og det gjelder også kovalente bindinger.

Årsaken til at dette vanligvis ikke sees er som følger. Vi trekker det i utgangspunktet fra egenskapene til atomorbitaler .

Ved aufbau-prinsippet fyller elektroner opp i disse orbitalene for perioden $ n $:

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

(teoretisk sett ville du ha $ (n-3) \ mathrm {g} $ før $ \ mathrm {f} $, og så videre. Men vi har ikke atomer med disse orbitalene, ennå)

Nå er det ytterste skallet $ n $. I hver periode er det bare åtte spor å fylle ut dette skallet etter Aufbau-prinsippet – 2 i $ n \ mathrm {s} $ og 6 i $ n \ mathrm {p} $. Siden det periodiske systemet vårt stort sett følger dette prinsippet, ser vi vanligvis ikke noen superoktetatomer.

Men $ \ mathrm {d, f} $ orbitaler for at skallet fortsatt eksisterer (som tomme orbitaler) og kan fylles hvis behovet oppstår. Med «eksisterer», mener jeg at de har lite energi nok til å bli lett fylt. Eksemplene ovenfor består av et sentralt atom som har tatt disse tomme orbitalene inn i hybridiseringen, noe som gir opphav til en superoktettart (siden de kovalente bindingene tilfører et elektron hver)

Jeg kokte opp et periodisk bord med skjell merket. Jeg har brukt skallbokstavene i stedet for tall for å unngå forvirring. $ K, L, M, N $ refererer til skall 1,2,3,4 osv. Når et stykke av tabellen er merket «M9-M18», vil dette betyr at det første elementet i blokken «fyller» det niende elektronet i M (tredje) skall, og det siste elementet fyller det attende.

Klikk for å forstørre:

_{(Derivat av dette bildet )}

Merk at det er noen uregelmessigheter, med $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, og en hel haug med andre som jeg ikke har merket spesielt i tabellen.

Kommentarer

• Jeg føler meg forpliktet til legg til en ansvarsfraskrivelse til et så høyt oppstemt svar. Selv om det ofte blir undervist slik i introduksjonskjemi, er involveringen av d-orbitaler i hypervalens ikke sant , da de faktisk er ikke lave nok til å bli fylt . Gavin Kramar ‘ s svar på dette spørsmålet beskriver hypervalens på en mer nøyaktig måte.

I kjemi, og innen vitenskap generelt, er det mange måter å forklare den samme empiriske regelen på. Her gir jeg en oversikt som er veldig lett på kvantekjemi: den skal være ganske lesbar på nybegynnernivå, men vil ikke forklare på sin dypeste måte årsakene til at det eksisterer elektroniske skall.

«Regelen» du siterer er kjent som oktettregel , og en av formuleringene er at

lave atomer ( Z < 20) atomnummer har en tendens til å kombineres på en slik måte at de hver har åtte elektroner i valensskall

Du vil merke at det ikke handler spesifikt om en maksimal valens (dvs. antall elektroner i valensskallet), men en foretrukket valens i molekyler. Det brukes ofte til å bestemme Lewis-strukturen av molekyler.

Oktettregelen er imidlertid ikke slutten på historien. Hvis du ser på hydrogen (H) og helium (He), vil du se at ikke foretrekker en åtte-elektronvalens, men en to-elektronvalens: H danner f.eks. H ₂ , HF, H ₂ O, He (som allerede har to elektroner og ikke danner molekyler). Dette kalles duettregel . Dessuten tyngre elementer inkludert alle overgangsmetaller følger det passende navnet 18-elektronregelen når de danner metallkomplekser. Dette er på grunn av atomenes kvante natur, der elektroner er organisert i skall : den første (kalt K-skallet) har 2 elektroner, det andre (L-skall) har 8, det tredje (M-skall) har 18. Atomer kombineres til molekyler ved å prøve i de fleste tilfeller å ha valenselektroner som helt fyller et skall.

Til slutt er det elementer som i noen kjemiske forbindelser bryter duetten / oktetten / 18-elektronreglene.Hoved unntaket er familien til hypervalente molekyler , der et hovedgruppeelement nominelt har mer enn 8 elektroner i valensskallet. Fosfor og svovel er oftest utsatt for å danne hypervalente molekyler, inkludert $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , og så videre. Noen andre elementer som også kan oppføre seg på denne måten inkluderer jod (f.eks. I $ \ ce {IF7} $), xenon (i $ \ ce {XeF4} $) og klor (i $ \ ce {ClF5} $). (Denne listen er ikke uttømmende.)

Gavin Kramars svar forklarer hvordan slike hypervalente molekyler kan oppstå til tross for at de tilsynelatende har brutt oktetten regel.

Kommentarer

• Dette kan være et definisjonsproblem hvis spørgeren går på videregående skole eller er nyutdannet. De tre første aktuelle utgavene av videregående lærebøker jeg trakk fra hyllen (AP og begynnende kjemi) bruker definisjonen for valenselektroner som » elektroner i det høyeste okkuperte hovedenerginivået «.
• Merk at 18electron / EAN-regelen ikke er ‘ t alltid fulgte .. Paramagnetiske, oktaedriske komplekser følger den aldri . De kan ‘ t. Heller ikke tetraedriske / firkantede plane komplekser. Disse er vanligvis fremdeles superoktet.
• @ManishEarth I ‘ Jeg er veldig bekymret for noen av svarene på SE som dekker elektroniske strukturkonsepter. Jeg lurer på om det ville være nyttig å starte en metadiskusjon om hvordan man kan svare på » hvorfor » spørsmål fra 1900 ‘ s kjemiske bindingsteori – burde svaret være i forhold til de gamle kjemiske reglene eller med hensyn til kvantemekanikk?
• Det er noen molekyler med helium. For eksempel Helium Hydride.

Noe det er verdt å legge til i denne diskusjonen som jeg er overrasket over ikke har t blitt nevnt om slike «hypervalente» molekyler som $ \ ce {SF6} $.

En av professorene mine ved universitetet informerte meg om at den vanlige forklaringen (at de tomme d-orbitalene er tomme og dermed er tilgjengelige) er faktisk mest sannsynlig feil. Dette er en gammeldags forklaring som er foreldet, men som av en eller annen grunn kontinuerlig undervises i skolene. Et sitat fra Wikipedia-artikkelen om orbital hybridisering :

I 1990 publiserte Magnusson et seminalarbeid som definitivt ekskluderer rollen som d-orbital hybridisering i binding i hypervalente forbindelser av andre radelementer.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Når du faktisk ser på tallene, er energien assosiert med disse orbitalene betydelig høyere enn bindingsenergien som ble funnet eksperimentelt i molekyler som $ \ ce {SF6} $, noe som betyr at det er svært lite sannsynlig at d-orbitalene i det hele tatt er involvert i denne typen molekylær struktur.

Dette setter oss fast, faktisk med oktetten regel. Siden $ \ ce {S} $ ikke kan nå sine d-orbitaler, kan den ikke ha mer enn 8 elektroner i valensen (se andre diskusjoner på denne siden for definisjoner av valens osv., Men av den mest grunnleggende definisjonen, ja, bare 8 ). Den vanlige forklaringen er ideen om en 3-sentrert 4-elektronbinding, som egentlig er ideen om at svovel og to fluorer 180 grader fra hverandre deler bare 4 elektroner mellom deres molekylære orbitaler.

En måte å forstå dette på er å vurdere et par resonansstrukturer der svovel er bundet kovalent til den ene $ \ ce {F} $ og ionisk til den andre:

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

Når du beregner gjennomsnittet av disse to strukturene, vil du legge merke til at svovel opprettholder en positiv ladning, og at hvert fluor har en slags «halv» ladning. Vær også oppmerksom på at svovel bare har to elektroner assosiert med det i begge strukturer, noe som betyr at det har bundet med hell til to fluorer mens det bare akkumuleres to elektroner. Grunnen til at de må være 180 grader fra hverandre, skyldes geometrien til de molekylære orbitalene, som ligger utenfor omfanget av dette svaret.

Så bare for å gjennomgå, har vi bundet oss til to fluorer til svovel som akkumulerer to elektroner og 1 positiv ladning på svovel. Hvis vi binder de resterende fire fluoridene fra $ \ ce {SF6} $ på vanlig kovalent måte, vil vi fortsatt ende opp med 10 elektroner rundt svovel. Ved å bruke et annet 3-senter-4 elektronbindingspar oppnår vi åtte elektroner (fyller både s- og p-valensorbitalene), samt en $ + 2 $ -ladning på svovelet og en $ -2 $ -ladning fordelt rundt fire fluorer involvert i 3c4e-bindingen.(Selvfølgelig må alle fluorene være ekvivalente, slik at ladningen faktisk blir fordelt rundt alle fluorene hvis du tar i betraktning alle resonansstrukturene).

Det er faktisk mye bevis for støtter denne stilen av binding, hvor den enkleste observeres ved å se på bindingslengder i molekyler som $ \ ce {ClF3} $ (T-former geometri), der de to fluorene 180 grader fra hverandre har en litt lengre binding lengde på klor enn de andre fluorene gjør, noe som indikerer en svekket mengde kovalens i de to $ \ ce {Cl-F} $ obligasjonene (et resultat av å beregne en kovalent og ionisk binding).

Hvis du er interessert i detaljene om de involverte molekylære orbitalene, kan det være lurt å lese dette svaret .

TL; DR Hypervalency doesn t t egentlig eksisterer, og å ha mer enn $ \ ce {8 e -} $ i ikke-overgangsmetaller er mye vanskeligere enn du skulle tro.

Kommentarer

• Som jeg nevnte tidligere er dette svaret her.

Dette spørsmålet kan være vanskelig å svare på fordi det er et par definisjoner av valenselektroner. Noen bøker og ordbøker definerer valenselektroner som «ytre skallelektroner som deltar i kjemisk binding», og ved denne definisjonen kan elementer ha mer enn 8 valenselektroner som forklart av F «x.

Noen bøker og ordbøker definerer valenselektroner som «elektroner i det høyeste hovedenerginivået». Etter denne definisjonen ville et element bare ha 8 valenselektroner fordi $ n-1 $ $ d $ orbitalene fylles etter $ n $ $ s $ orbitalene, og deretter $ n $ $ p $ orbitaler fylles. Så, det høyeste hovedenerginivået, $ n $, inneholder valenselektronene. Etter denne definisjonen har overgangsmetallene enten 1 eller 2 valenselektroner (avhengig av hvor mange elektroner som er i $ s $ vs. $ d $ orbitaler).

Eksempler:

• Ca med to $ 4s $ elektroner vil ha to valenselektroner (elektroner i 4. hovedenerginivå) .
• Sc med to $ 4s $ elektroner og en $ 3d $ elektron vil ha to valenselektroner.
• Cr med en $ 4s $ elektron og fem $ 3d $ elect rons vil ha ett valenselektron.
• Ga med to $ 4s $ elektroner, ti $ 3d $ $ elektroner, og en $ 4p $ elektron vil ha tre valenselektroner.

Etter den andre definisjonen, kunne de ha mer siden de har flere «ytre skall» -elektroner (til $ d $ skallet er fylt).

Ved å bruke definisjonen «høyeste hovedenerginivå» for valenselektroner kan du korrekt forutsi den paramagnetiske oppførselen til overgangsmetallioner fordi valenselektroner ($ d $ elektronene) går tapt først når et overgangsmetall danner et ion.

Det er stor forskjell mellom en «regel» og en naturlov. «Oktettregelen» er et begrep fra forrige århundre som på en eller annen måte klarte å komme inn i innledende kjemibøker og aldri ble sparket ut med fremkomsten av moderne kvantemekanikk. (Bevis: det er umulig å identifisere individuelle elektroner for å merke dem «valens» eller «ikke valens».)

Derfor vil du ikke finne noe svar basert på fysisk bevis på hvorfor / hvorfor ikke en regel som ikke er basert på fysisk bevis, vil holde.

Atomer tar sin romlige konfigurasjon fordi det tilfeldigvis er en elektrostatisk gunstig omstendighet, ikke fordi elektroner benytter seg som «spor».

Kommentarer

• Det kom sannsynligvis inn fordi det var lett å forklare mye med konseptet, og det ‘ t bli sparket ut fordi det fremdeles kan forklare mye på en veldig enkel måte, være nær nok til sannheten mens du gjør det. Selv om det kanskje ikke er mulig å identifisere elektroner , er det mulig å beregne orbitaler , dvs. elektronpar og ved å sjonglere med hybridisering og blanding, tilordne dem til enten å være kjerneorbitaler eller valensorbitaler , sistnevnte vanligvis sentrab le på et bånd / atom, og gir en type løsning per fire-atom.

Hvorfor 8? har ikke blitt adressert av svarene ovenfor, og mens det er tangentielt for spørsmålet, er det noe viktig å bli vurdert. Generelt, men ikke alltid, reagerer atomer for å danne komplette kvante «skjell», med elektroner som samhandler med alle deres orbitaler.

Hovedkvantetallet ($ n $) bestemmer det maksimale azimutale kvantetallet ($ l $), i den forstand at $ l $ bare kan ta verdier mellom $ 0 $ og $ n-1 $. Dermed for den første raden, $ n = 1 $ og $ l = 0 $. For den andre raden, $ n = 2 $, så $ l = 0,1 $. For den tredje raden, $ n = 3 $, så $ l = 0, 1, 2 $.

Det azimutale kvantetallet $ l $ bestemmer rekkevidden av mulige magnetiske kvantetall ($ m_l $), som ligger i området $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Så for første rad, $ m_l = 0 $. For den andre raden, når $ n = 2 $ og $ l = 1 $, så $ m_l = -1, 0, 1 $.For den tredje raden, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Til slutt, spin-kvantetallet $ m_s $ kan være enten $ + 1/2 $ eller $ -1 / 2 $.

Antall elektroner som kan fylle hvert skall er lik antall kombinasjoner av kvantetall. For $ n = 2 $ er dette

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

for en totalt 8 elektroner.

Th Den andre raden inneholder «organiske forbindelser», hvorav millioner er kjent, så det er ofte en skjevhet i undervisningen i kjemi for å fokusere på «oktettregelen». Det er faktisk en duettregel som skal vurderes for hydrogen, helium (og litium som dimeriseres i gassfasen), og «regelen om 18» for overgangsmetaller. Der ting blir «wonky» er silisium gjennom klor. Disse atomene kan danne et komplett kvanteskall via oktettregelen, eller «utvide» oktettene sine og styres av regelen om 18. Eller situasjoner i mellom, som svovelheksafluorid.

Husk, dette er en grov forenkling, fordi disse atomorbitalene blandes for å danne molekylære orbitaler, men tellingen av atomorbitalene påvirker og korrelerer direkte med tellingen av de resulterende molekylære orbitalene, så kombinasjonen av atomkvantetall gir fremdeles litt interessant informasjon. / p>

Kommentarer

• Morsomt faktum: Lewis laget aldri begrepet » Oktettregel «. Han kalte det ganske enkelt regelen om to og sa at for mange elementer brukes fire elektronpar for binding.

La oss se på det periodiske systemet: i første rad er det bare to elementer: Hydrogen og Helium. De følger ikke en oktettregel. Hydrogen kan bare ha maksimalt to elektroner på valensbanen. Det viser seg at oktettregelen ikke er eksklusiv, noe som betyr at den ikke er den eneste regelen som hjelper å forstå Lewis-strukturen og elektronkonfigurasjonen. Hvorfor bruker vi da oktettregelen?

Hver periode i det periodiske systemet representerer et energiskall av et atom. Den første perioden representerer skallet K, det første energinivået, som bare har s bane. Hver bane kan bare fylles med 2 elektroner, begge med et kvantesnurr motsatt retning. Dermed er det maksimale antallet elektroner mulig for det første energinivåskallet, K, 2. Dette gjenspeiles i det faktum at Helium er en edelgass, men bare inneholder 2. Det andre energinivåskallet, L, har s bane og de ekstra 3 p-orbitalene. Disse legger opp til fire orbitaler eller 8 elektroner. Fordi de mest brukte elementene er i andre og tredje periode, er oktettregelen ofte brukt.

Elementene til det tredje energinivået er veldig like. De følger fortsatt oktettregelen, for selv om de nå har 5 d-orbitaler, trenger ingen baner å fylles. Den elektroniske konfigurasjonen viser at 4s er fylt før 3d, så de trenger ikke å fylle d-orbitalen, slik at de vanligvis også overholder oktetregelen. Imidlertid er det tredje energinivå skallelementer, i motsetning til andre radelementer, (se Gavin » s referanse for kommentar) er ikke begrenset til oktettregelen. De kan danne hypervalente molekyler i visse tilfeller der bruken som bane og fyller – dette er ikke tilfelle med alle tilsynelatende hypervalente molekyler, SF6 er ikke hypervalent, den bruker svake ionebindinger og polaritet, men det er fortsatt hypervalente molekyler der ute. Det vil alltid avhenge av hvilken tilstand som er mer praktisk når det gjelder elektrostatikk.

På det fjerde energinivåskallet er det f orbitaler introdusert, men vi er ikke engang nær å fylle dem på det tidspunktet fordi vi først trenger å fylle d orbitalene. De 5 d orbitalene betyr 10 elektroner, pluss de forrige åtte fra oktettregelen, oppsummerer til 18. Dette er grunnen til at det er 18 kolonner i det periodiske systemet. Nå overlapper en ny regel, og dette er den velkjente 18-elektronregelen, som ble nevnt ovenfor. Overgangsmetaller overholder denne regelen hyppigere enn ikke, selv om det er anledninger der de fremdeles adlyder oktettregelen.På dette punktet, med så mange orbitaler å fylle, og med elektrostatikk som spiller en rolle i elektronisk konfigurasjon, kan vi få forskjellige kationer fra det samme elementet med visse metaller. Det er også derfor de ikke diskuterer oksydasjonstilstandstall med overgangsmetaller som de gjør med de tre første radene i tabellen.

Kommentarer

• Velkommen til Chemistry SE, svaret ditt gir dessverre ikke ‘ mye til tidligere ting. Og forklaringen din på SF6 er feil imo.