Kan een atoom meer dan 8 valentie-elektronen hebben? Zo nee, waarom is 8 de limiet?

2017-10-27 Update

[OPMERKING: mijn eerdere notatie- gericht antwoord, ongewijzigd, staat onder deze update.]

Ja. Hoewel het hebben van een octet van valentie-elektronen een uitzonderlijk diep energieminimum creëert voor de meeste atomen, is het slechts een minimum, geen fundamenteel Als er voldoende sterke compenserende energiefactoren zijn, kunnen zelfs atomen die sterk de voorkeur geven aan octetten stabiele verbindingen vormen met meer (of minder) dan de 8 valentieschilelektronen.

Echter, dezelfde bindingsmechanismen die vorming mogelijk maken van meer dan 8 valentie-shells maken ook alternatieve structurele interpretaties van dergelijke shells mogelijk, voornamelijk afhankelijk van of dergelijke bindingen worden geïnterpreteerd als ionisch of covalent. Manishearth “s uitstekende antwoord gaat dieper in op deze problematiek dan hier.

Zwavelhexafluoride, $ \ ce {SF6} $, geeft een prachtig voorbeeld van deze dubbelzinnigheid. Zoals ik schematisch heb beschreven in mijn oorspronkelijke antwoord, kan het centrale zwavelatoom in $ \ ce {SF6} $ worden geïnterpreteerd als:

(a) Een zwavelatoom waarin alle 6 zijn valentie-elektronen zijn volledig geïoniseerd door zes fluoratomen, of

(b) een zwavelatoom met een stabiele, zeer symmetrische valentieschil van 12 elektronen die zowel wordt gecreëerd als gestabiliseerd door zes octaëdrische fluoratomen, die elk covalent deelt een elektronenpaar met het centrale zwavelatoom.

Hoewel beide interpretaties aannemelijk zijn vanuit een puur structureel perspectief, heeft de interpretatie van ionisatie ernstige problemen.

Het eerste en grootste probleem is dat het volledig ioniseren van alle 6 de valentie-elektronen van zwavel energieniveaus zou vereisen die onrealistisch zijn (astronomisch is misschien een geschikter woord).

Een tweede probleem is dat de stabiliteit en zuivere octaëdrische symmetrie van $ \ ce {SF6} $ suggereert sterk dat de 12 elektronen rond het zwavelatoom een stabiele, goed- gedefinieerd energieminimum dat verschilt van zijn gebruikelijke octetstructuur.

Beide punten impliceren dat de eenvoudigere en energetisch nauwkeurigere interpretatie van de zwavelvalentieschil in $ \ ce {SF6} $ is dat het 12 elektronen heeft in een stabiele, niet-octet-configuratie.

Merk ook op dat voor zwavel dit stabiele energieminimum van 12 elektronen geen verband houdt met het grotere aantal valentie-gerelateerde elektronen die worden gezien in overgangselementen, aangezien zwavel eenvoudigweg niet genoeg elektronen om toegang te krijgen tot die meer complexe orbitalen. De valentie-schil van 12 elektronen van $ \ ce {SF6} $ is in plaats daarvan een echte verbuiging van de regels voor een atoom dat in bijna alle andere omstandigheden de voorkeur geeft aan een octet van valentie-elektronen.

Dat is waarom mijn het algemene antwoord op deze vraag is simpelweg “ja”.

Vraag: waarom zijn octetten speciaal?

De keerzijde van de vraag of stabiele niet-octetvalentie-shells bestaan is dit: waarom bieden octetschelpen een energieminimum dat zo diep en universeel is dat het hele periodiek systeem is gestructureerd in rijen die eindigen (behalve voor helium) met edelgassen met octetvalentieschalen?

In kort samengevat, de reden is dat voor elk energieniveau boven het speciale geval van de $ n = 1 $ shell (helium), de orbitale set $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ de enige is combinatie van orbitalen waarvan de impulsmomenten (a) alle onderling orthogonaal zijn, en (b) al dergelijke orthogonale mogelijkheden voor driedimensionale ruimte dekken.

Het is deze unieke orthogonale verdeling van impulsmomentopties in 3D-ruimte die het orbitale octet $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ zowel bijzonder diep als relevant maakt, zelfs in de hoogste energieschillen. We zien het fysieke bewijs hiervan in de opvallende stabiliteit van de edelgassen.

De reden dat orthogonaliteit van impulsmomentstaten zo belangrijk is op atomaire schaal is het Pauli-uitsluitingsprincipe, dat vereist dat elk elektron zijn eigen unieke staat. Het hebben van orthogonale impulsmomenttoestanden biedt een bijzonder schone en gemakkelijke manier om een sterke toestandsscheiding tussen elektronenorbitalen te bieden, en dus om de grotere energieboetes te vermijden die worden opgelegd door Pauli-uitsluiting.

Pauli-uitsluiting maakt omgekeerd onvolledig orthogonale orbitalen energetisch aanzienlijk minder aantrekkelijk. Omdat ze meer orbitalen dwingen om dezelfde sferische ruimte te delen als de volledig orthogonale $ p_x $, $ p_y $ en $ p_d $ orbitalen van het octet, worden de $ d $, $ f $ en hogere orbitalen steeds minder orthogonaal, en dus onderhevig aan toenemende Pauli uitsluiting energieboetes.

Een laatste opmerking

Ik kan later nog een addendum toevoegen om de orthogonaliteit van het impulsmoment uit te leggen in termen van klassieke cirkelvormige banen van het satelliettype. Als ik dat doe, zal ik ook een stukje uitleg toevoegen waarom de $ p $ orbitalen zulke bizar verschillende dumbell-vormen hebben.

(Een hint: als je ooit hebt gezien hoe mensen een een enkel springtouw, hebben de vergelijkingen achter dergelijke dubbele lussen onverwachte overeenkomsten met de vergelijkingen achter $ p $ orbitalen.)

Origineel 2014-achtig antwoord (ongewijzigd )

Dit antwoord is bedoeld als aanvulling op Manishearth “s eerdere antwoord , in plaats van ermee concurreren. Mijn doel is om te laten zien hoe octetregels nuttig kunnen zijn, zelfs voor moleculen die meer dan het gebruikelijke complement van acht elektronen in hun valentieschil bevatten.

Ik noem het donatie-notatie, en het dateert uit mijn middelbare school dagen dat geen van de chemie van de teksten in mijn kleine stadsbibliotheek de moeite nam om uit te leggen hoe die zuurstofbindingen werkten in anionen zoals carbonaat, chloraat, sulfaat, nitraat en fosfaat.

Het idee achter deze notatie is simpel. Je begint met de elektron-puntnotatie en voegt vervolgens pijlen toe die aangeven of en hoe andere atomen elk elektron “lenen”. Een punt met een pijl betekent dat het elektron voornamelijk “behoort” tot het atoom aan de basis van de pijl, maar door een ander atoom wordt gebruikt om het octet van dat atoom te helpen voltooien. Een eenvoudige pijl zonder punt geeft aan dat het elektron heeft effectief het oorspronkelijke atoom verlaten. In dat geval zit het elektron helemaal niet meer aan de pijl vast, maar wordt het weergegeven als een toename van het aantal valentie-elektronen in de atomen aan het einde van de pijl.

Hier zijn voorbeelden van keukenzout (ionisch) en zuurstof (covalent):

Opmerking dat de ionische binding van $ \ ce {NaCl} $ eenvoudig als een pijl wordt weergegeven, wat aangeeft dat het zijn buitenste elektron heeft “gedoneerd” en teruggevallen is naar zijn binnenste octet van elektronen om aan zijn eigen voltooiingsprioriteiten te voldoen. nooit getoond.)

Covalente bindingen ontstaan wanneer elk atoom een elektron bijdraagt aan een binding. Donatie-notatie toont beide elektronen, dus dubbel gebonden zuurstof eindigt met vier pijlen tussen de atomen.

Donatie-notatie is echter niet echt nodig voor eenvoudige covalente bindingen. Het is meer bedoeld om te laten zien hoe hechting werkt in anionen. Twee nauw verwante voorbeelden zijn calciumsulfaat ($ \ ce {CaSO4} $, beter bekend als gips) en calciumsulfiet ($ \ ce {CaSO3} $, een veelgebruikt conserveermiddel voor levensmiddelen ):

In deze voorbeelden doneert het calcium via een voornamelijk ionische binding, dus zijn bijdrage wordt een paar pijlen die twee elektronen doneren aan de kern van het anion, waardoor het octet van het zwavelatoom wordt voltooid. De zuurstofatomen hechten zich dan aan de zwavel en lenen hele elektronenparen, zonder echt iets terug te dragen. Dit leenmodel is een belangrijke factor waarom er meer dan één anion kan zijn voor elementen zoals zwavel (sulfaten en sulfieten) en stikstof (nitraten en nitrieten). Aangezien de zuurstofatomen niet nodig zijn voor het centrale atoom om een volledig octet te vormen, is het het is mogelijk dat sommige paren in het centrale octet los blijven, wat resulteert in minder geoxideerd anio ns zoals sulfieten en nitrieten.

Ten slotte is een meer dubbelzinnig voorbeeld zwavelhexafluoride:

De afbeelding toont twee opties. Moet $ \ ce {SF6} $ worden gemodelleerd alsof de zwavel een metaal is dat al zijn elektronen afgeeft aan de hyper-agressieve fluoratomen (optie a), of als een geval waarin de octetregel plaats maakt voor een zwakkere maar nog werkbare 12-elektronenregel (optie b)? Er is zelfs vandaag de dag enige controverse over hoe dergelijke gevallen moeten worden behandeld. De donatie-notatie laat zien hoe een octet-perspectief nog steeds kan worden toegepast op dergelijke gevallen, hoewel het nooit een goed idee is om voor dergelijke extreme gevallen te vertrouwen op eerste-orde benaderingsmodellen.

2014-04-04 Update

Eindelijk, als je de puntjes en pijlen beu bent en verlangt naar iets dat dichter bij de standaard valentiebindingnotatie ligt komen deze twee equivalenties goed van pas:

De bovenste lineaire equivalentie is triviaal omdat de resulterende lijn qua uiterlijk en betekenis identiek is aan de standaard covalente binding van de organische chemie.

De tweede u-binding -notatie is de nieuwe. Ik bedacht het uit frustratie op de middelbare school in de jaren zeventig (ja, ik ben zo oud), maar deed er toen nooit iets mee.

Het belangrijkste voordeel van u-bindingsnotatie is dat u hiermee een prototype kunt maken en niet-standaard bindingsrelaties kunt beoordelen terwijl u alleen standaard atomaire valenties gebruikt. Net als bij de rechte covalente binding, vertegenwoordigt de lijn die de u-binding vormt een enkel paar elektronen. In een u-binding is het echter het atoom onderaan de U dat beide elektronen in het paar afstaat. Dat atoom haalt niets uit de deal, dus geen van zijn bindingsbehoeften wordt veranderd of vervuld. Dit gebrek aan voltooiing van de binding wordt weergegeven door de afwezigheid van lijneinden aan die kant van de u-binding.

Het bedelaaratoom bovenaan de U mag beide gebruiken van de elektronen gratis, wat op zijn beurt betekent dat aan twee van zijn valentiebindingbehoeften wordt voldaan. Dit komt notationeel tot uiting in het feit dat beide lijnuiteinden van de U zich naast dat atoom bevinden.

Over het geheel genomen zegt het atoom onderaan een u-binding: “I don vind het niet leuk, maar als je dat wanhopig op zoek bent naar een paar elektronen, en als je belooft heel dichtbij te blijven, laat ik je een paar elektronen koppelen van mijn reeds voltooide octet. “

Koolmonoxide met zijn verbijsterende” waarom heeft koolstof ineens een waarde van twee? ” structuur laat mooi zien hoe u-bindingen dergelijke verbindingen interpreteren in termen van meer traditionele bindingsgetallen:

Merk op dat twee van de vier koolstofbindingen worden gescheiden door standaard covalente bindingen met zuurstof, terwijl de resterende twee koolstofbindingen worden opgelost door de vorming van een u- binding die de koolstof van de bedelaar een van de elektronenparen van het reeds volledige octet van zuurstof laat “delen”. Koolstof eindigt met vier lijnuiteinden, die de vier bindingen voorstellen, en zuurstof eindigt met twee. Aan beide atomen is dus voldaan aan hun standaard bindingsgetallen.

Een ander, subtieler inzicht uit deze figuur is dat, aangezien een u-binding een enkel elektronenpaar vertegenwoordigt, de combinatie van één u-binding en twee traditionele covalente bindingen tussen de koolstof- en zuurstofatomen omvat in totaal zes elektronen, en zou dus overeenkomsten moeten hebben met de drievoudige binding van zes elektronen tussen twee stikstofatomen. Deze kleine voorspelling blijkt juist te zijn: stikstof- en koolmonoxidemoleculen zijn in feite homologen van de elektronenconfiguratie, een van de gevolgen hiervan is dat ze vrijwel identieke fysisch-chemische eigenschappen hebben.

Hieronder volgen nog een paar voorbeelden over hoe u-bindingsnotatie anionen, edelgasverbindingen en vreemde organische verbindingen kan maken, lijkt iets minder mysterieus:

Opmerkingen

• Het spijt me dat ik een kritische opmerking moet maken over zon hoog gewaardeerde antwoord, maar dit is geen antwoord op de vraag, maar eerder een missief op een alternatieve grafische weergave van resonantiestructuren.
• Ik moet als tweede @Eric ‘ s commentaar. Het is jammer dat dit een zo sterk gestemd antwoord is dat het een concept promoot dat veel te simpel is. Vooral na de update heeft de ” u ” -notatie voor koolstofdioxide geen enkele zin. Dit is een zeer gecompliceerd molecuul en de zogenaamde ” u-binding ” is niet te onderscheiden van de traditionele binding.
• @TerryBollinger Een voorbeeld van een atoom met meer dan 8 valentie-elektronen is een overgangsmetaal. Anderen omvatten de actiniden en lanthaniden. We hebben echt geen ‘ nodig om een 4D-universum te hebben om atomen te hebben met meer dan 8 valentie-elektronen.
• Ik kan eigenlijk niet geloven dat dit antwoord erger is geworden dan het oorspronkelijk was. Met je 12-elektronenvalentiegeval moet je ook de voorwaarde daarvoor opnemen: elektronen hebben in d-orbitalen van zwavel; wat al een aantal keer is weerlegd. (Uitgebreid octet, hypervalency om de triggerwoorden te noemen.) Bovendien is het absoluut niet nodig om bonding op die manier te beschrijven, net als resonantie, en de combinatie van 3c2e en 3c4e bindingen is ook een onnodige kruk, maar in ieder geval dat ‘ is niet helemaal verkeerd. Obligaties kunnen covalente en ionische bijdragen hebben.
• Er zijn momenteel minstens drie antwoorden die dat al doen. Helaas zijn ze niet zo bedrieglijk eenvoudig geschreven als die van u, omdat het gewoon niet zo eenvoudig is als u presenteert. Het zijn precies deze antwoorden die de ontkrachtte wetenschappelijke mythen levend houden. De enige manier om dat te bestrijden is door je te vertellen: Je hebt het mis.

Ja, dat kan. We hebben moleculen die “superoctet-atomen” bevatten. Voorbeelden:

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

Bijna alle coördinatieverbindingen hebben een superoctet centraal atoom.

Niet-metalen vanaf Periode 3 zijn hier ook vatbaar voor.De halogenen, zwavel en fosfor zijn herhaalde overtreders, terwijl alle edelgasverbindingen superoctet zijn. Zwavel kan dus een valentie hebben van +6, fosfor +5 en de halogenen +1, +3, +5 en +7. Merk op dat dit nog steeds covalente verbindingen zijn -valentie geldt ook voor covalente bindingen.

De reden waarom dit gewoonlijk niet wordt gezien, is als volgt. We leiden het in feite af uit de eigenschappen van atomaire orbitalen .

Door het aufbau-principe vullen elektronen zich in deze orbitalen voor periode $ n $:

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

(theoretisch zou je $ (n-3) \ mathrm {g} $ hebben vóór $ \ mathrm {f} $, enzovoort. Maar we hebben nog geen atomen met die orbitalen)

Nu is de buitenste shell $ n $. In elke periode zijn er slechts acht slots om deze shell in te vullen volgens het Aufbau-principe – 2 in $ n \ mathrm {s} $ en 6 in $ n \ mathrm {p} $. Aangezien ons periodiek systeem dit principe vrijwel volgt, zien we meestal geen superoctet-atomen.

Maar de $ \ mathrm {d, f} $ orbitalen voor die shell bestaat nog steeds (als lege orbitalen) en kan worden gevuld als dat nodig is. Met “bestaan” bedoel ik dat ze laag genoeg zijn in energie om gemakkelijk te worden gevuld. De bovenstaande voorbeelden bestaan uit een centraal atoom, dat deze lege orbitalen in zijn hybridisatie heeft opgenomen, waardoor een superoctet-soort is ontstaan (aangezien de covalente bindingen elk een elektron toevoegen).

Ik heb een periodiek systeem gemaakt met de schelpen gemarkeerd. Ik heb de shell-letters in plaats van cijfers gebruikt om verwarring te voorkomen. $ K, L, M, N $ verwijzen naar shell 1,2,3,4 enz. Wanneer een deel van de tabel is gemarkeerd met “M9-M18”, is dit betekent dat het eerste element van dat blok het negende elektron in de M (derde) schaal “vult”, en het laatste element de achttiende.

Klik om te vergroten:

_{(Afgeleide van deze afbeelding )}

Merk op dat er een paar onregelmatigheden zijn, met $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, en een heleboel anderen die ik “niet speciaal in de tabel heb gemarkeerd.

Opmerkingen

• Ik voel me verplicht om voeg een disclaimer toe aan zon zeer positief antwoord. Hoewel algemeen als zodanig onderwezen in de inleidende chemie, is de betrokkenheid van d-orbitalen bij hypervalentie niet waar , aangezien ze in feite niet laag genoeg zijn in energie om te worden gevuld . Gavin Kramar ‘ s antwoord op deze vraag beschrijft hypervalentie nauwkeuriger.

In de chemie, en in de wetenschap in het algemeen, zijn er veel manieren om dezelfde empirische regel uit te leggen. Hier geef ik een overzicht dat heel licht is over de kwantumchemie: het zou redelijk leesbaar moeten zijn op een beginnend niveau, maar zal de redenen voor het bestaan van elektronische omhulsels niet in de diepste zin uitleggen.

De “regel” die u citeert, staat bekend als de octetregel , en een van zijn formuleringen is dat

atomen van lage ( Z < 20) atoomnummer hebben de neiging om zo te combineren dat ze elk acht elektronen in hun valentieschil hebben.

Je zult merken dat het niet specifiek gaat om een maximale valentie (dwz het aantal elektronen in de valentieschil), maar een geprefereerde valentie in moleculen. Het wordt vaak gebruikt om de Lewis-structuur van moleculen te bepalen.

De octetregel is echter niet het einde van het verhaal. Als je kijkt naar waterstof (H) en helium (He), dan zie je dat je niet de voorkeur geeft aan een acht-elektronenvalentie, maar aan een twee-elektronenvalentie: H vormt b.v. H ₂ , HF, H ₂ O, He (die al twee elektronen heeft en geen moleculen vormt). Dit wordt de duet rule . Bovendien zwaardere elementen, waaronder alle overgangsmetalen volgen de toepasselijke naam 18-elektronenregel wanneer ze metaalcomplexen vormen. Dit komt door de kwantum-aard van de atomen, waar elektronen zijn georganiseerd in schillen : de eerste (genaamd de K-schaal) heeft 2 elektronen, de tweede (L-schaal) heeft 8, de derde (M-schaal) heeft 18. Atomen combineren zich tot moleculen door in de meeste gevallen te proberen valentie-elektronen volledig een schaal te laten vullen.

Ten slotte zijn er elementen die, in sommige chemische verbindingen, de duet / octet / 18-elektronregels breken.De belangrijkste uitzondering is de familie van hypervalente moleculen , waarin een hoofdgroepelement nominaal meer dan 8 elektronen in zijn valentieschil heeft. Fosfor en zwavel zijn meestal vatbaar voor de vorming van hypervalente moleculen, waaronder $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , enzovoort. Enkele andere elementen die zich ook op deze manier kunnen gedragen, zijn jodium (bijvoorbeeld in $ \ ce {IF7} $), xenon (in $ \ ce {XeF4} $) en chloor (in $ \ ce {ClF5} $). (Deze lijst is niet volledig.)

Het antwoord van Gavin Kramar legt uit hoe zulke hypervalente moleculen kunnen ontstaan ondanks het feit dat het octet schijnbaar wordt verbroken regel.

Opmerkingen

• Dit kan een definitieprobleem zijn als de vragensteller op de middelbare school zit of pas afgestudeerd is. De eerste drie huidige edities van middelbare schoolboeken die ik van de plank heb gehaald (AP en beginnende chemie) gebruiken de definitie voor valentie-elektronen als ” elektronen in het hoogste bezette hoofdenergieniveau “.
• Merk op dat de 18electron / EAN-regel niet ‘ t altijd wordt gevolgd .. Paramagnetische, octaëdrische complexen volgen deze nooit . Ze kunnen ‘ t. Evenmin kunnen tetraëdrische / vierkante vlakke complexen. Deze zijn echter meestal nog steeds superoctet.
• @ManishEarth Ik ‘ maak me grote zorgen over enkele van de antwoorden die op SE worden gegeven die betrekking hebben op elektronische structuurconcepten. Ik vraag me af of het nuttig zou zijn om een metadiscussie te starten over het beantwoorden van ” waarom ” vragen uit 1900 ‘ s chemische bindingstheorie – zou het antwoord moeten zijn in termen van de oude chemische regels of in termen van kwantummechanica?
• Er zijn enkele moleculen met helium. Bijvoorbeeld Helium Hydride.

Iets dat de moeite waard is om aan deze discussie toe te voegen dat ik “verbaasd ben” niet genoemd over zulke “hypervalente” moleculen zoals $ \ ce {SF6} $.

Een van mijn professoren aan de universiteit vertelde me dat de algemene verklaring (dat de lege d-orbitalen leeg zijn en dus toegankelijk) is eigenlijk hoogstwaarschijnlijk onjuist. Dit is een verklaring van een oud model die achterhaald is, maar om de een of andere reden continu op scholen wordt onderwezen. Een citaat uit het Wikipedia-artikel over orbitale hybridisatie :

In 1990 publiceerde Magnusson een baanbrekend werk dat de rol van d-orbitale hybridisatie bij binding in hypervalente verbindingen van tweede rij elementen definitief uitsluit.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Als je echt naar de getallen kijkt, is de energie die aan die orbitalen is gekoppeld aanzienlijk hoger dan de bindingsenergie die experimenteel wordt gevonden binnen moleculen zoals $ \ ce {SF6} $, wat betekent dat het hoogst onwaarschijnlijk is dat de d-orbitalen überhaupt betrokken zijn bij dit type moleculaire structuur.

Hierdoor blijven we in feite vastzitten aan het octet regel. Omdat $ \ ce {S} $ niet in zijn d-orbitalen kan reiken, kan het niet meer dan 8 elektronen in zijn valentie hebben (zie andere discussies op deze pagina voor definities van valentie enz., Maar volgens de meest basale definitie, ja, slechts 8 ). De algemene verklaring is het idee van een 3-gecentreerde 4-elektronenbinding, wat in wezen het idee is dat zwavel en twee fluorines die 180 graden uit elkaar liggen, slechts 4 elektronen delen tussen hun moleculaire orbitalen.

Een manier om dit te begrijpen is om een paar resonantiestructuren te beschouwen waarin zwavel covalent gebonden is aan de ene $ \ ce {F} $ en ionisch aan de andere:

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

Als je deze twee structuren gemiddeld, zul je merken dat zwavel een positieve lading behoudt en dat elke fluoride een soort “halve” lading heeft. Merk ook op dat zwavel in beide structuren slechts twee elektronen heeft geassocieerd , wat betekent dat het met succes is gebonden aan twee fluorines terwijl het slechts twee elektronen heeft verzameld. De reden dat ze 180 graden van elkaar verwijderd moeten zijn, is te wijten aan de geometrie van de moleculaire orbitalen, die buiten het bestek van dit antwoord valt.

Dus, even ter beoordeling, we hebben ons aan twee fluorines gebonden aan de zwavel accumuleert twee elektronen en 1 positieve lading op zwavel. Als we de resterende vier fluoriden van $ \ ce {SF6} $ op de normale covalente manier zouden binden, zouden we nog steeds eindigen met 10 elektronen rond zwavel. Dus door een ander 3-centrum-4 elektronenbindingspaar te gebruiken, bereiken we 8 elektronen (vullen zowel de s- als de p-valentie-orbitalen), evenals een $ + 2 $ lading op de zwavel en een $ -2 $ lading verdeeld over de vier fluorines betrokken bij de 3c4e-binding.(Natuurlijk moeten alle fluorines equivalent zijn, zodat de lading daadwerkelijk over alle fluorines wordt verdeeld als je alle resonantiestructuren in overweging neemt).

Er is eigenlijk veel bewijs voor ondersteunen deze stijl van binding, waarvan de eenvoudigste wordt waargenomen door te kijken naar bindingslengtes in moleculen zoals $ \ ce {ClF3} $ (T-vormige geometrie), waarbij de twee fluorines die 180 graden van elkaar verwijderd zijn een iets langere binding hebben lengte tot chloor dan de andere fluorines, wat duidt op een verzwakte hoeveelheid covalentie in die twee $ \ ce {Cl-F} $ -bindingen (een resultaat van het middelen van een covalente en ionische binding).

Als je geïnteresseerd bent in de details van de betrokken moleculaire orbitalen, wil je misschien dit antwoord lezen.

TL; DR Hypervalency doet het niet echt bestaan, en het hebben van meer dan $ \ ce {8 e -} $ in niet-overgangsmetalen is veel moeilijker dan je zou denken.

Reacties

• Zoals ik al eerder zei is dit het antwoord hier.

Deze vraag kan moeilijk te beantwoorden zijn omdat er zijn een paar definities van valentie-elektronen. Sommige boeken en woordenboeken definiëren valentie-elektronen als “buitenste schilelektronen die deelnemen aan chemische binding” en volgens deze definitie kunnen elementen meer dan 8 valentie-elektronen hebben, zoals uitgelegd door F “x.

Sommige boeken en woordenboeken definiëren valentie-elektronen als “elektronen in het hoogste hoofdenergieniveau”. Volgens deze definitie zou een element slechts 8 valentie-elektronen hebben omdat de $ n-1 $ $ d $ orbitalen zich vullen na de $ n $ $ s $ orbitalen, en dan de $ n $ $ p $ orbitalen vullen zich. Dus het hoogste hoofdenergieniveau, $ n $, bevat de valentie-elektronen. Volgens deze definitie hebben de overgangsmetalen allemaal 1 of 2 valentie-elektronen (afhankelijk van het aantal elektronen in de $ s $ vs. $ d $ orbitalen).

Voorbeelden:

• Ca met twee $ 4s $ elektronen zou twee valentie-elektronen hebben (elektronen in het 4e hoofdenergieniveau) .
• Sc met twee $ 4s $ elektronen en één $ 3d $ elektron zal twee valentie-elektronen hebben.
• Cr met één $ 4s $ elektron en vijf $ 3d $ elect rons hebben één valentie-elektron.
• Ga met twee $ 4s $ elektronen, tien $ 3d $ elektronen en één $ 4p $ elektron zou drie valentie-elektronen hebben.

Volgens de andere definitie zouden ze meer kunnen hebben aangezien ze meer “buitenste schil” elektronen hebben (totdat de $ d $ schil gevuld is).

Door de definitie van het “hoogste hoofdenergieniveau” voor valentie-elektronen te gebruiken, kunt u het paramagnetische gedrag van overgangsmetaalionen correct voorspellen, omdat valentie-elektronen (de $ d $ elektronen) het eerst verloren gaan wanneer een overgangsmetaal een ion.

Er is een groot verschil tussen een “regel” en een natuurwet. De “octetregel” is een concept uit de vorige eeuwwisseling dat op de een of andere manier in inleidende scheikundeboeken terechtkwam en nooit werd uitgetrapt met de komst van de moderne kwantummechanica. (Indirect bewijs: het is onmogelijk om individuele elektronen te identificeren om ze “valentie” of “niet valentie” te noemen.)

Daarom zul je op basis van fysiek bewijs geen antwoord vinden op waarom / waarom niet een regel die niet op fysiek bewijs is gebaseerd, zal gelden.

Atomen nemen hun ruimtelijke configuratie aan omdat het toevallig een elektrostatisch gunstige omstandigheid is, niet omdat elektronen zichzelf gebruiken als “slots”.

Opmerkingen

• Het is waarschijnlijk binnengekomen omdat het gemakkelijk veel uit te leggen was met het concept, en het ‘ t eruit gegooid worden omdat het nog steeds veel op een heel eenvoudige manier kan verklaren, terwijl het daarbij dicht genoeg bij de waarheid komt. Ook, hoewel het misschien niet mogelijk is om elektronen te identificeren, is het wel mogelijk om te berekenen orbitalen , dwz elektronenparen en door te jongleren met hybridisatie en menging, ze toe te wijzen aan kern-orbitalen of valentie-orbitalen , de laatste meestal centrab le op een binding / atoom, en geeft een oplossing van het type vier per atoom.

Waarom 8? is niet echt aan bod gekomen in de bovenstaande antwoorden, en hoewel het raakvlakken heeft met de vraag, is het enigszins belangrijk om in overweging te nemen. In het algemeen, maar niet altijd, reageren atomen om complete kwantumschillen te vormen, waarbij elektronen in wisselwerking staan met al hun orbitalen.

Het hoofdkwantumgetal ($ n $) bepaalt het maximale azimutale kwantumgetal ($ l $), in die zin dat $ l $ alleen waarden tussen $ 0 $ en $ n-1 $ kan aannemen. Dus voor de eerste rij $ n = 1 $ en $ l = 0 $. Voor de tweede rij $ n = 2 $ dus $ l = 0,1 $. Voor de derde rij, $ n = 3 $, dus $ l = 0, 1, 2 $.

Het azimutale kwantumgetal $ l $ bepaalt het bereik van mogelijke magnetische kwantumgetallen ($ m_l $), die in het bereik $ -l \ leq m_l \ leq + l $ ligt. Dus voor de eerste rij $ m_l = 0 $. Voor de tweede rij, wanneer $ n = 2 $ en $ l = 1 $, dan $ m_l = -1, 0, 1 $.Voor de derde rij, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Eindelijk het spin-kwantumgetal $ m_s $ kan $ + 1/2 $ of $ -1 / 2 $ zijn.

Het aantal elektronen dat elke schil kan vullen, is gelijk aan het aantal combinaties van kwantumgetallen. Voor $ n = 2 $ is dit

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

voor een totaal 8 elektronen.

Th De tweede rij bevat “organische verbindingen”, waarvan er miljoenen bekend zijn, dus er is vaak een neiging in het scheikundeonderwijs om zich te concentreren op de “octetregel”. In feite is er een duetregel waarmee rekening moet worden gehouden voor waterstof, helium (en lithium dat dimeriseert in de gasfase), en de “regel van 18” voor overgangsmetalen. Waar dingen “wankel” worden, zijn silicium door chloor. Deze atomen kunnen een volledige kwantumschil vormen via de octetregel, of hun octetten “uitbreiden” en worden beheerst door de regel van 18. Of situaties daartussenin, zoals zwavelhexafluoride.

Houd in gedachten, dit is een grove vereenvoudiging, omdat deze atomaire orbitalen zich vermengen om moleculaire orbitalen te vormen, maar de tellingen van de atomaire orbitalen beïnvloeden en correleren direct met de tellingen van de resulterende moleculaire orbitalen, dus de combinatie van atomaire kwantumgetallen levert nog steeds interessante informatie op. / p>

Reacties

• Leuk feit: Lewis heeft nooit de term ” Octet-regel . Hij noemde het simpelweg de regel van twee en stelde dat voor veel elementen vier elektronenparen worden gebruikt voor binding.

Laten we eens kijken naar het periodiek systeem: in de eerste rij zijn er maar twee elementen: waterstof en helium. Ze volgen geen octetregel. Waterstof kan maximaal twee elektronen op de valentie-orbitaal hebben. Het blijkt dat de octetregel niet exclusief is, wat betekent dat het niet de enige regel is die de Lewis-structuur en elektronenconfiguratie helpt begrijpen. Waarom gebruiken we dan de octetregel?

Elke punt in het periodiek systeem vertegenwoordigt een energieschil van een atoom. De eerste periode vertegenwoordigt de schaal K, het eerste energieniveau, dat alleen de s-orbitaal heeft. Elke orbitaal kan maar gevuld worden met 2 elektronen, beide met een quantum spin in tegengestelde richting. Het maximale aantal elektronen dat mogelijk is voor de eerste energieniveauschil, K, is dus 2. Dit komt tot uiting in het feit dat helium een edelgas is, maar er slechts 2 bevat. De tweede energieniveau-schaal, L, heeft de s-orbitaal en de extra 3 p orbitalen. Die tellen op tot vier orbitalen of 8 elektronen. Omdat de elementen die het meest worden gebruikt zich in de tweede en derde periode bevinden, wordt de octetregel veel gebruikt.

Elementen van het derde energieniveau lijken erg op elkaar. Ze volgen nog steeds de octetregel, want hoewel ze nu 5 d orbitalen hebben, hoeft er geen orbitaal te worden gevuld. De elektronische configuratie laat zien dat 4s vóór 3d is gevuld, dus ze hoeven de d-orbitaal niet te vullen, dus gehoorzamen ze meestal ook aan de octetregel. Schilelementen op het derde energieniveau, in tegenstelling tot elementen op de tweede rij, (zie Gavin ” s comment fir reference) zijn niet beperkt tot de octet-regel. Ze kunnen hypervalente moleculen vormen in bepaalde gevallen waar het gebruik dat d orbitaal en vult – dit is niet het geval met alle schijnbare hypervalente moleculen, SF6 is niet hypervalent, het gebruikt zwakke ionische bindingen en polariteit, maar er zijn nog steeds hypervalente moleculen die er zijn. Het zal altijd afhangen van welke toestand handiger is in termen van elektrostatica.

Op de vierde energieniveau-schaal zijn er f orbitalen geïntroduceerd, maar we zijn nog niet eens in de buurt van het vullen ervan omdat we eerst de d-orbitalen moeten vullen. De 5 d orbitalen duiden 10 elektronen aan, plus de vorige acht van de octetregel, opgeteld 18. Dit is de reden waarom er 18 kolommen in het periodiek systeem zijn. Nu komt er een nieuwe regel bovenop, en dit is de bekende 18-elektronenregel, die hierboven werd genoemd. Overgangsmetalen gehoorzamen deze regel vaker dan niet, hoewel er gevallen zijn waarin ze nog steeds aan de octetregel voldoen.Op dit punt, met zoveel orbitalen om te vullen, en met elektrostatica die een rol speelt in de elektronische configuratie, kunnen we met bepaalde metalen verschillende kationen uit hetzelfde element halen. Dat is ook de reden waarom ze “oxidatietoestandgetallen niet bespreken met overgangsmetalen zoals bij de eerste drie rijen van de tabel.

Opmerkingen

• Welkom bij Chemistry SE, je antwoord voegt helaas ‘ niet veel toe aan eerdere dingen. En je uitleg van SF6 is onjuist.