Um átomo pode ter mais de 8 elétrons de valência? Se não, por que 8 é o limite?

Atualização 2017-10-27

[NOTA: Minha notação anterior- a resposta focada, inalterada, está abaixo desta atualização.]

Sim. Embora ter um octeto de elétrons de valência crie um mínimo de energia excepcionalmente profundo para a maioria dos átomos, é apenas um mínimo, não fundamental Se houver fatores de compensação de energia suficientemente fortes, mesmo os átomos que preferem octetos podem formar compostos estáveis com mais (ou menos) do que os 8 elétrons da camada de valência.

No entanto, os mesmos mecanismos de ligação que permitem a formação de cascas de valência maior que 8 também permitem interpretações estruturais alternativas de tais cascas, dependendo principalmente se tais ligações são interpretadas como iônicas ou covalentes. Excelente resposta de Manishearth explora esse problema com muito mais detalhes do que eu aqui.

O hexafluoreto de enxofre, $ \ ce {SF6} $, fornece um exemplo delicioso dessa ambigüidade. Como descrevi em diagrama em minha resposta original, o átomo de enxofre central em $ \ ce {SF6} $ pode ser interpretado como:

(a) Um átomo de enxofre no qual todos os 6 de seus elétrons de valência foram totalmente ionizado por seis átomos de flúor, ou

(b) Um átomo de enxofre com uma camada de valência de 12 elétrons estável e altamente simétrica que é criada e estabilizada por seis átomos de flúor octaedricamente localizados, cada um dos quais covalentemente compartilha um par de elétrons com o átomo de enxofre central.

Embora ambas as interpretações sejam plausíveis de uma perspectiva puramente estrutural, a interpretação da ionização tem sérios problemas.

O primeiro e maior problema é que ionizar totalmente todos os 6 elétrons de valência de enxofre exigiria níveis de energia irrealistas (“astronômico” pode ser uma palavra mais apropriada).

Uma segunda questão é que a estabilidade e simetria octaédrica limpa de $ \ ce {SF6} $ sugere fortemente que os 12 elétrons ao redor do átomo de enxofre alcançaram um nível estável, bem energia mínima definida que é diferente de sua estrutura de octeto usual.

Ambos os pontos implicam que a interpretação mais simples e energeticamente mais precisa da camada de valência de enxofre em $ \ ce {SF6} $ é que ela tem 12 elétrons em uma configuração estável, não octeto.

Observe também que para o enxofre esse mínimo de energia estável de 12 elétrons não está relacionado ao maior número de elétrons relacionados à valência vistos em camadas de elemento de transição, uma vez que o enxofre simplesmente não tem elétrons suficientes para acessar esses orbitais mais complexos. A camada de valência de 12 elétrons de $ \ ce {SF6} $ é, em vez disso, uma verdadeira flexão das regras para um átomo que em quase todas as outras circunstâncias prefere ter um octeto de elétrons de valência.

É por isso que meu a resposta geral a esta pergunta é simplesmente “sim”.

Pergunta: Por que os octetos são especiais?

O outro lado de se shells de valência não octetos estáveis existe é o seguinte: Por que as camadas de octeto fornecem um mínimo de energia que é tão profundo e universal que toda a tabela periódica é estruturada em linhas que terminam (exceto para o hélio) com gases nobres com camadas de valência de octeto?

Em em poucas palavras, a razão é que para qualquer nível de energia acima do caso especial da casca $ n = 1 $ (hélio), o conjunto orbital “casca fechada” $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ é o único combinação de orbitais cujos momentos angulares são (a) todos mutuamente ortogonais e (b) cobrem todas as possibilidades ortogonais para o espaço tridimensional.

É esta partição ortogonal única das opções de momento angular em Espaço 3D que torna o octeto orbital $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ especialmente profundo e relevante, mesmo nas camadas de maior energia. Vemos a evidência física disso na notável estabilidade dos gases nobres.

A razão pela qual a ortogonalidade dos estados de momento angular é tão importante em escalas atômicas é o princípio de exclusão de Pauli, que exige que cada elétron tenha o seu próprio estado único. Ter estados de momento angular ortogonal fornece uma maneira particularmente limpa e fácil de fornecer uma separação de estado forte entre orbitais de elétrons e, assim, evitar as penalidades de energia maiores impostas pela exclusão de Pauli.

A exclusão de Pauli, por outro lado, torna conjuntos orbitais incompletos substancialmente menos atraente energeticamente. Porque eles forçam mais orbitais a compartilhar o mesmo espaço esférico que os orbitais totalmente ortogonais $ p_x $, $ p_y $ e $ p_d $ do octeto, os orbitais $ d $, $ f $ e orbitais superiores são cada vez menos ortogonais, e portanto, sujeito a crescentes penalidades de exclusão de energia de Pauli.

Uma nota final

Posso adicionar mais tarde outro adendo para explicar a ortogonalidade do momento angular em termos de órbitas circulares clássicas do tipo satélite. Se eu fizer isso, também adicionarei um pouco de explicação sobre por que os orbitais $ p $ têm formas de haltere bizarramente diferentes.

(Uma dica: se você já viu pessoas criarem dois loops em uma única corda de pular, as equações por trás de tais loops duplos têm semelhanças inesperadas com as equações por trás dos orbitais $ p $.)

Resposta original de 2014 (inalterada )

Esta resposta pretende complementar a resposta anterior de Manishearth “, em vez de competir com ele. Meu objetivo é mostrar como as regras do octeto podem ser úteis até mesmo para moléculas que contêm mais do que o complemento normal de oito elétrons em sua camada de valência.

Eu chamo isso de notação de doação, e ela data do meu colégio dias em que nenhum dos componentes químicos dos textos da minha biblioteca de cidade pequena se importou em explicar como essas ligações de oxigênio funcionavam em ânions como carbonato, clorato, sulfato, nitrato e fosfato.

A ideia por trás dessa notação é simples. Você começa com a notação de ponto do elétron e, em seguida, adiciona setas que mostram se e como os outros átomos estão “pegando emprestado” cada elétron. Um ponto com uma seta significa que o elétron “pertence” principalmente ao átomo na base da seta, mas está sendo usado por outro átomo para ajudar a completar o octeto desse átomo. Uma seta simples sem nenhum ponto indica que o elétron saiu efetivamente do átomo original. Nesse caso, o elétron não está mais ligado à seta, mas é mostrado como um aumento no número de elétrons de valência nos átomos no final da seta.

Aqui estão alguns exemplos usando sal de cozinha (iônico) e oxigênio (covalente):

Aviso que a ligação iônica de $ \ ce {NaCl} $ aparece simplesmente como uma seta, indicação de que “doou” seu elétron mais externo e voltou para seu octeto interno de elétrons para satisfazer suas próprias prioridades de conclusão. (Esses octetos internos são nunca mostrado.)

As ligações covalentes acontecem quando cada átomo contribui com um elétron para uma ligação. A notação de doação mostra os dois elétrons, portanto, o oxigênio duplamente ligado termina com quatro setas entre os átomos.

No entanto, a notação de doação não é realmente necessária para ligações covalentes simples. Destina-se mais a mostrar como funciona a ligação em ânions. Dois exemplos intimamente relacionados são sulfato de cálcio ($ \ ce {CaSO4} $, mais conhecido como gesso) e sulfito de cálcio ($ \ ce {CaSO3} $, um conservante alimentar comum ):

Nestes exemplos, o cálcio doa através de uma ligação principalmente iônica, portanto, sua contribuição torna-se um par de setas que doam dois elétrons para o núcleo do ânion, completando o octeto do átomo de enxofre. Os átomos de oxigênio então se ligam ao enxofre e “emprestam” pares inteiros de elétrons, sem realmente contribuir com nada em troca. Este modelo de empréstimo é um fator importante que explica por que pode haver mais de um ânion para elementos como enxofre (sulfatos e sulfitos) e nitrogênio (nitratos e nitritos). Como os átomos de oxigênio não são necessários para o átomo central estabelecer um octeto completo, é possível para alguns dos pares no octeto central permanecerem desvinculados. Isso resulta em ânion menos oxidado ns, como sulfitos e nitritos.

Finalmente, um exemplo mais ambíguo é o hexafluoreto de enxofre:

A figura mostra duas opções. $ \ Ce {SF6} $ deve ser modelado como se o enxofre fosse um metal que cede todos os seus elétrons aos átomos de flúor hiperagressivos (opção a), ou como um caso em que a regra do octeto dá lugar a um mais fraco, mas ainda viável a regra dos 12 elétrons (opção b)? Há alguma controvérsia até hoje sobre como esses casos devem ser tratados. A notação de doação mostra como uma perspectiva de octeto ainda pode ser aplicada a tais casos, embora nunca seja uma boa ideia contar com modelos de aproximação de primeira ordem para tais casos extremos.

Atualização 2014-04-04

Finalmente, se você está cansado de pontos e setas e anseia por algo mais próximo da notação de ligação de valência padrão , essas duas equivalências são úteis:

A equivalência em linha reta superior é trivial, pois a linha resultante é idêntica em aparência e significado à ligação covalente padrão da química orgânica.

A segunda notação de ligação u é a nova. Eu o inventei por frustração no colégio na década de 1970 (sim, sou tão velho), mas nunca fiz nada com ele na época.

A principal vantagem da notação de ligação u é que ela permite prototipar e avaliar relações de ligação não padrão enquanto usa apenas valências atômicas padrão. Tal como acontece com a ligação covalente em linha reta, a linha que forma a ligação u representa um único par de elétrons. No entanto, em uma ligação U, é o átomo na parte inferior do U que doa ambos os elétrons do par. Esse átomo não ganha nada com o negócio, então nenhuma de suas necessidades de ligação é alterada ou satisfeita. Esta falta de conclusão da ligação é representada pela ausência de qualquer linha termina naquele lado da ligação em U.

O átomo de mendigo no topo do U pode usar ambos dos elétrons de graça, o que por sua vez significa que duas de suas necessidades de ligação de valência são atendidas. Notacionalmente, isso é refletido pelo fato de que ambas as extremidades da linha de U estão próximas a esse átomo.

Tomado como um todo, o átomo na parte inferior de uma ligação em U está dizendo “Eu não “t gosto, mas se você está tão desesperado por um par de elétrons, e se promete ficar bem perto, vou deixar você pegar um par de elétrons do meu já concluído octeto. “

Monóxido de carbono com seu desconcertante” por que o carbono de repente tem uma valência de dois? ” estrutura demonstra bem como as ligações u interpretam tais compostos em termos de números de ligação mais tradicionais:

Observe que duas das quatro ligações do carbono são resolvidas por ligações covalentes padrão com oxigênio, enquanto as duas ligações de carbono restantes são resolvidas pela formação de um u- ligação que permite que o carbono mendigo “compartilhe” um dos pares de elétrons do octeto já cheio do oxigênio. O carbono termina com quatro extremidades de linha, representando suas quatro ligações, e o oxigênio termina com duas. Ambos os átomos, portanto, têm seus números de ligação padrão satisfeitos.

Outro insight mais sutil desta figura é que, uma vez que uma ligação u representa um único par de elétrons, a combinação de uma ligação u e duas ligações covalentes tradicionais entre os átomos de carbono e oxigênio envolve um total de seis elétrons e, portanto, deve ter semelhanças com a ligação tripla de seis elétrons entre dois átomos de nitrogênio. Esta pequena previsão acabou sendo correta: as moléculas de nitrogênio e monóxido de carbono são, na verdade, homólogas de configuração eletrônica, uma das consequências disso é que elas têm propriedades físico-químicas quase idênticas.

Abaixo estão mais alguns exemplos de como a notação de ligação u pode fazer ânions, compostos de gases nobres e compostos orgânicos estranhos parecerem um pouco menos misteriosos:

Comentários

• Lamento ter que fazer um comentário crítico sobre um tão bem avaliado resposta, mas esta não é uma resposta à pergunta, mas sim uma missiva sobre uma representação gráfica alternativa de estruturas de ressonância.
• Eu tenho que confirmar @Eric ‘ comentário s. É lamentável que esta seja uma resposta tão bem votada que promove um conceito muito simples. Especialmente após a atualização, a ” u ” notação para dióxido de carbono não faz nenhum sentido. Esta é uma molécula altamente complicada e a chamada ” ligação u ” é indistinguível da ligação tradicional.
• @TerryBollinger Um exemplo de átomo que tem mais de 8 elétrons de valência é um metal de transição. Outros incluem os actinídeos e lantanídeos. Nós realmente não ‘ precisamos de um universo 4D para ter átomos com mais de 8 elétrons de valência.
• Na verdade, não posso acreditar que esta resposta tenha piorado do que originalmente estava. Com o seu caso de valência de 12 elétrons, você também deve incluir o pré-requisito para isso: ter elétrons nos orbitais d do enxofre; o que foi refutado algumas vezes. (Octeto expandido, hipervalência para nomear as palavras-gatilho.) Além disso, é absolutamente desnecessário descrever a ligação dessa forma, assim como a ressonância, e a combinação das ligações 3c2e e 3c4e também é uma muleta desnecessária, mas pelo menos que ‘ não está completamente errado. As ligações podem ter contribuições covalentes e iônicas.
• Atualmente, há pelo menos três respostas que já fazem isso. Infelizmente, eles não são escritos de forma enganosamente simples como os seus, porque simplesmente não são tão simples quanto você os apresenta. São respostas exatamente como essas que mantêm vivos os mitos científicos desmascarados. A única maneira de combater isso é dizer a você: Você está errado.

Sim, pode. Temos moléculas que contêm “átomos superoctetos”. Exemplos:

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

Quase todos os compostos de coordenação têm um átomo central superocteto.

Os não-metais do Período 3 em diante também estão sujeitos a isso.Os halogênios, enxofre e fósforo são infratores reincidentes, enquanto todos os compostos de gases nobres são superoctetos. Assim, o enxofre pode ter uma valência de +6, fósforo +5 e os halogênios +1, +3, +5 e +7. Observe que esses ainda são compostos covalentes -valência se aplica a ligações covalentes também.

A razão pela qual isso geralmente não é visto é a seguinte. Basicamente, deduzimos a partir das propriedades de orbitais atômicos .

Pelo princípio aufbau , os elétrons se enchem nesses orbitais para o período $ n $:

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

(teoricamente, você “teria $ (n-3) \ mathrm {g} $ antes de $ \ mathrm {f} $ e assim por diante. Mas ainda não temos átomos com esses orbitais)

Agora, o shell mais externo é $ n $. Em cada período, há apenas oito slots para preencher este shell pelo princípio Aufbau – 2 em $ n \ mathrm {s} $, e 6 em $ n \ mathrm {p} $. Uma vez que nossa tabela periódica segue este princípio, normalmente não vemos nenhum átomo de superocteto.

Mas, os orbitais $ \ mathrm {d, f} $ essa concha ainda existe (como orbitais vazios) e pode ser preenchida se houver necessidade. Por “existir”, quero dizer que eles têm pouca energia para serem facilmente preenchidos. Os exemplos acima consistem em um átomo central, que levou esses orbitais vazios em sua hibridização, dando origem a uma espécie de superocteto (uma vez que as ligações covalentes adicionam um elétron cada)

Eu preparei uma tabela periódica com o conchas marcadas. Usei as letras shell em vez de números para evitar confusão. $ K, L, M, N $ referem-se a shell 1,2,3,4 etc. Quando uma parte da mesa está marcada como “M9-M18”, significa que o primeiro elemento desse bloco “preenche” o nono elétron na camada M (terceiro) e o último elemento preenche o décimo oitavo.

Clique para ampliar:

_{(Derivado de esta imagem )}

Observe que existem algumas irregularidades, com $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $, e um monte de outros que não marquei especialmente na tabela.

Comentários

• Sinto-me obrigado a adicione uma isenção de responsabilidade a uma resposta tão votada. Embora comumente ensinado como tal na introdução à química, o envolvimento dos orbitais d na hipervalência não é verdade , pois eles são, de fato, não suficientemente baixos em energia para serem preenchidos . Gavin Kramar ‘ s resposta a esta pergunta descreve a hipervalência de uma forma mais precisa.

Na química, e na ciência em geral, existem muitas maneiras de explicar a mesma regra empírica. Aqui, estou dando uma visão geral que é muito leve sobre a química quântica: deve ser razoavelmente legível para um nível iniciante, mas não explicará em sua forma mais profunda as razões para a existência de conchas eletrônicas.

A “regra” que você está citando é conhecida como regra do octeto , e uma de suas formulações é que

átomos de baixo ( Z < 20) o número atômico tende a se combinar de tal forma que cada um deles tem oito elétrons em suas camadas de valência

Você notará que não se trata especificamente de uma valência máxima (ou seja, o número de elétrons na camada de valência), mas de uma valência preferida nas moléculas. É comumente usado para determinar a estrutura de Lewis das moléculas.

No entanto, a regra do octeto não é o fim da história. Se você olhar para hidrogênio (H) e hélio (He), verá que não prefere uma valência de oito elétrons, mas uma valência de dois elétrons: formas H, por exemplo, H ₂ , HF, H ₂ O, He (que já tem dois elétrons e não forma moléculas). Isso é chamado de regra do dueto . Além disso, elementos mais pesados, incluindo todos os metais de transição seguem a apropriadamente nomeada regra de 18 elétrons quando eles formam complexos de metal. Isso ocorre devido à natureza quântica dos átomos, onde os elétrons são organizados em camadas : a primeira (chamada de camada K) tem 2 elétrons, a segunda (camada L) tem 8, a terceira (camada M) tem 18. Os átomos se combinam em moléculas tentando, na maioria dos casos, ter elétrons de valência preenchendo inteiramente uma camada. >

Finalmente, existem elementos que, em alguns compostos químicos, quebram as regras do dueto / octeto / 18 elétrons.A principal exceção é a família de moléculas hipervalentes , em que um elemento do grupo principal nominalmente tem mais de 8 elétrons em sua camada de valência. Fósforo e enxofre são mais comumente propensos a formar moléculas hipervalentes, incluindo $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , e assim por diante. Alguns outros elementos que também podem se comportar dessa maneira incluem iodo (por exemplo, em $ \ ce {IF7} $), xenônio (em $ \ ce {XeF4} $) e cloro (em $ \ ce {ClF5} $). (Esta lista não é exaustiva.)

A resposta de Gavin Kramar explica como essas moléculas hipervalentes podem ocorrer apesar de aparentemente quebrar o octeto regra.

Comentários

• Isso pode ser um problema de definição se o autor da pergunta está no ensino médio ou recém-formado. As três primeiras edições atuais de livros de ensino médio que tirei da estante (AP e química para iniciantes) usam a definição de elétrons de valência como ” elétrons no nível de energia principal ocupado mais alto “.
• Observe que a regra de 18 elétrons / EAN não ‘ t sempre seguida. Complexos paramagnéticos octaédricos nunca a seguem . Eles podem ‘ t. Nem os complexos tetraédricos / planos quadrados. No entanto, geralmente ainda são superoctetos.
• @ManishEarth I ‘ Estou muito preocupado com algumas das respostas dadas no SE que cobrem conceitos de estrutura eletrônica. Gostaria de saber se seria útil iniciar uma meta discussão sobre como responder ” por que ” perguntas de 1900 ‘ s teoria das ligações químicas – a resposta deveria ser em termos das antigas regras químicas ou em termos da mecânica quântica?
• Existem algumas moléculas com hélio. Por exemplo, hidreto de hélio.

Algo que vale a pena acrescentar a esta discussão que estou surpreso não foi mencionado sobre moléculas “hipervalentes” como $ \ ce {SF6} $.

Um de meus professores na universidade me informou que a explicação comum (que os orbitais d vazios estão vazios e, portanto, acessíveis) provavelmente está incorreto. Esta é uma explicação do modelo antigo que está desatualizada, mas por alguma razão é continuamente ensinada nas escolas. Uma citação do artigo da Wikipedia sobre hibridização orbital :

Em 1990, Magnusson publicou um trabalho seminal excluindo definitivamente o papel da hibridização orbital d na ligação em compostos hipervalentes de elementos da segunda linha.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940-7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Quando você realmente olha para os números, a energia associada a esses orbitais é significativamente maior do que a energia de ligação encontrada experimentalmente dentro moléculas como $ \ ce {SF6} $, o que significa que é altamente improvável que os orbitais d estejam envolvidos neste tipo de estrutura molecular.

Isso nos deixa presos, na verdade, com o octeto regra. Visto que $ \ ce {S} $ não pode alcançar seus orbitais d, não pode ter mais de 8 elétrons em sua valência (veja outras discussões nesta página para definições de valência etc, mas pela definição mais básica, sim, apenas 8 ) A explicação comum é a ideia de uma ligação de 4 elétrons centrada em 3, que é essencialmente a ideia de que enxofre e dois flúores separados por 180 graus compartilham apenas 4 elétrons entre seus orbitais moleculares.

Uma maneira de compreender isso é considerar um par de estruturas de ressonância onde o enxofre está ligado covalentemente a um $ \ ce {F} $ e ionicamente ao outro:

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

Ao calcular a média dessas duas estruturas, você notará que o enxofre mantém uma carga positiva e que cada flúor tem uma espécie de “meia” carga. Além disso, observe que o enxofre tem apenas dois elétrons associados a ele em ambas as estruturas, o que significa que ele se ligou com sucesso a dois flúores enquanto acumulava apenas dois elétrons. A razão de eles estarem separados por 180 graus é devido à geometria dos orbitais moleculares, que está além do escopo desta resposta.

Então, apenas para revisar, nós ligamos dois flúores ao enxofre acumulando dois elétrons e 1 carga positiva no enxofre. Se ligássemos os quatro fluoretos restantes de $ \ ce {SF6} $ da maneira covalente normal, ainda acabaríamos com 10 elétrons em torno do enxofre. Assim, ao utilizar outro par de ligação de elétrons 3-centro-4, alcançamos 8 elétrons (preenchendo os orbitais de valência s e p), bem como uma carga de $ + 2 $ no enxofre e uma carga de $ -2 $ distribuída em torno do quatro flúores envolvidos na ligação 3c4e.(Claro, todos os flúores têm que ser equivalentes, de modo que a carga será realmente distribuída em torno de todos os flúores se você considerar todas as estruturas de ressonância).

Na verdade, há muitas evidências para suportam este estilo de ligação, o mais simples dos quais é observado observando-se os comprimentos de ligação em moléculas como $ \ ce {ClF3} $ (geometria em T), onde os dois flúor 180 graus separados um do outro têm uma ligação ligeiramente mais longa comprimento ao cloro que os outros flúores, indicando uma quantidade enfraquecida de covalência nessas duas ligações $ \ ce {Cl-F} $ (um resultado da média de uma ligação covalente e iônica).

Se você estão interessados nos detalhes dos orbitais moleculares envolvidos, você pode querer ler esta resposta .

TL; A hipervalência DR realmente não existem, e ter mais de $ \ ce {8 e -} $ em metais de não transição é muito mais difícil do que você imagina.

Comentários

• Como mencionei anteriormente, isso é a resposta aqui.

Esta pergunta pode ser difícil de responder porque há são algumas definições de elétrons de valência. Alguns livros e dicionários definem elétrons de valência como “elétrons de camada externa que participam de ligações químicas” e, por esta definição, os elementos podem ter mais de 8 elétrons de valência, conforme explicado por F “x.

Alguns livros e dicionários definem elétrons de valência como “elétrons no nível de energia principal mais alto”. Por esta definição, um elemento teria apenas 8 elétrons de valência porque os orbitais $ n-1 $ $ d $ preenchem após os orbitais $ n $ s $ e, em seguida, os $ n $ $ p $ orbitais preenchem. Assim, o nível de energia principal mais alto, $ n $, contém os elétrons de valência. Por esta definição, todos os metais de transição têm 1 ou 2 elétrons de valência (dependendo de quantos elétrons estão em $ s $ vs. $ d $ orbitais).

Exemplos:

• Ca com dois $ 4s $ elétrons teria dois elétrons de valência (elétrons no 4º nível de energia principal) .
• Sc com dois elétrons $ 4s $ e um elétron $ 3d $ terá dois elétrons de valência.
• Cr com um elétron $ 4s $ e cinco $ 3d $ eleitos rons terão um elétron de valência.
• Ga com dois elétrons $ 4s $, dez elétrons $ 3d $ e um elétron $ 4p $ teria três elétrons de valência.

Pela outra definição, eles poderiam ter mais, já que têm mais elétrons da “camada externa” (até que a camada $ d $ seja preenchida).

Usar a definição de “nível de energia principal mais alto” para elétrons de valência permite prever corretamente o comportamento paramagnético dos íons de metais de transição porque elétrons de valência (os $ d $ elétrons) são perdidos primeiro quando um metal de transição forma um íon.

Há uma grande diferença entre uma “regra” e uma lei da natureza. A “regra do octeto” é um conceito da virada do século passado que de alguma forma conseguiu entrar nos livros introdutórios de química e nunca foi expulso com o advento da mecânica quântica moderna. (Prova circunstancial: é impossível identificar elétrons individuais para rotulá-los de “valência” ou “não valência”.)

Portanto, você não encontrará nenhuma resposta baseada em evidências físicas de por que / por que não uma regra que não é baseada em evidências físicas prevalecerá.

Os átomos assumem sua configuração espacial porque acontece de ser uma circunstância eletrostaticamente favorável, não porque os elétrons se valem como “slots”.

Comentários

• Provavelmente entrou porque era fácil de explicar muito com o conceito e não ‘ t ser expulso porque ainda pode explicar muita coisa de uma forma muito simples, estando perto o suficiente da verdade ao fazer isso. Além disso, embora possa não ser possível identificar elétrons , é possível calcular orbitais , ou seja, pares de elétrons e fazendo malabarismos com a hibridização e a mistura, atribuindo-os a orbitais centrais ou orbitais de valência , o último geralmente centralizado le em uma ligação / átomo, e dando um tipo de solução quatro por átomo.

Por que 8? não foi realmente abordado pelas respostas acima e, embora tangencial à pergunta, é um tanto importante a ser considerado. Em geral, mas nem sempre, os átomos reagem para formar “camadas” quânticas completas, com elétrons interagindo com todos os seus orbitais.

O número quântico principal ($ n $) determina o número quântico azimutal máximo ($ l $), no sentido de que $ l $ só pode assumir valores entre $ 0 $ e $ n-1 $. Assim, para a primeira linha, $ n = 1 $ e $ l = 0 $. Para a segunda linha, $ n = 2 $ então $ l = 0,1 $. Para a terceira linha, $ n = 3 $, então $ l = 0, 1, 2 $.

O número quântico azimutal $ l $ determina o intervalo de possíveis números quânticos magnéticos ($ m_l $), que se encontra no intervalo $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Portanto, para a primeira linha, $ m_l = 0 $. Para a segunda linha, quando $ n = 2 $ e $ l = 1 $, então $ m_l = -1, 0, 1 $.Para a terceira linha, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Finalmente, o número quântico de spin $ m_s $ pode ser $ + 1/2 $ ou $ -1 / 2 $.

O número de elétrons que podem preencher cada camada é igual ao número de combinações de números quânticos. Para $ n = 2 $, é

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

para um total de 8 elétrons.

Th A segunda linha contém “compostos orgânicos”, dos quais milhões são conhecidos, portanto, freqüentemente há um viés no ensino de química de se concentrar na “regra do octeto”. Na verdade, há uma regra dupla a ser considerada para hidrogênio, hélio (e lítio que se dimeriza na fase gasosa) e a “regra de 18” para metais de transição. Onde as coisas ficam “confusas” são o silício através do cloro. Esses átomos podem formar uma concha quântica completa por meio da regra do octeto ou “expandir” seus octetos e ser governados pela regra de 18. Ou situações intermediárias, como hexafluoreto de enxofre.

Lembre-se, esta é uma simplificação grosseira, porque esses orbitais atômicos se misturam para formar orbitais moleculares, mas as contagens dos orbitais atômicos influenciam e se correlacionam diretamente com as contagens dos orbitais moleculares resultantes, então a combinação dos números quânticos atômicos ainda fornece algumas informações interessantes. / p>

Comentários

• Curiosidade: Lewis nunca cunhou o termo ” Regra do octeto “. Ele a chamou simplesmente de regra de dois e afirmou que, para muitos elementos, quatro pares de elétrons são usados para a ligação.

Vamos dar uma olhada na tabela periódica: na primeira linha, há apenas dois elementos: Hidrogênio e Hélio. Eles não seguem uma regra de octeto. O hidrogênio pode ter no máximo dois elétrons no orbital de valência. Acontece que a regra do octeto não é exclusiva, o que significa que não é a única regra que ajuda a entender a estrutura de Lewis e a configuração do elétron. Por que usamos a regra do octeto, então?

Cada período na tabela periódica representa uma camada de energia de um átomo. O primeiro período representa a camada K, o primeiro nível de energia, que possui apenas o orbital s. Cada orbital só pode ser preenchido com 2 elétrons, ambos com rotação quântica em direções opostas. Assim, o número máximo de elétrons possíveis para a primeira camada de nível de energia, K, é 2. Isso se reflete no fato de que o Hélio é um gás nobre, mas contém apenas 2. A segunda camada de nível de energia, L, tem o orbital s e os orbitais 3 p extras. Esses somam quatro orbitais ou 8 elétrons. Como os elementos mais comumente usados estão no segundo e no terceiro período, a regra do octeto é usada com frequência.

Os elementos do terceiro nível de energia são muito semelhantes. Eles ainda seguem a regra do octeto, porque embora agora tenham orbitais de 5 d, nenhum orbital precisa ser preenchido. A configuração eletrônica mostra que 4s é preenchido antes de 3d, portanto, eles não precisam preencher o orbital d, portanto, eles geralmente obedecem à regra do octeto. No entanto, elementos de camada de terceiro nível de energia, ao contrário de elementos de segunda linha, (ver Gavin ” s comentários para referência) não estão limitados à regra do octeto. Eles podem formar moléculas hipervalentes em certos casos onde o uso que d orbital e preenche – este não é o caso com todas as moléculas hipervalentes aparentes, SF6 não é hipervalente, ele usa ligações iônicas fracas e polaridade, mas ainda existem moléculas hipervalentes por aí. Sempre dependerá de qual estado é mais conveniente em termos de eletrostática.

Na camada de quarto nível de energia, existem f orbitais introduzidos, mas não estamos nem perto de preenchê-los nesse ponto porque primeiro precisamos preencher os orbitais d. Os orbitais 5 d significam 10 elétrons, mais os oito anteriores da regra do octeto, somam 18. Esta é a razão pela qual existem 18 colunas na tabela periódica. Agora, uma nova regra se sobrepõe, e esta é a conhecida regra dos 18 elétrons, que foi mencionada acima. Os metais de transição obedecem a essa regra com mais frequência do que não, embora haja ocasiões em que ainda obedecem à regra do octeto.Neste ponto, com tantos orbitais a preencher e com a eletrostática desempenhando um papel na configuração eletrônica, podemos obter cátions diferentes do mesmo elemento com certos metais. É também por isso que eles não discutem os números do estado de oxidação com metais de transição como fazem com as três primeiras linhas da tabela.

Comentários

• Bem-vindo ao Chemistry SE, infelizmente sua resposta não ‘ acrescenta muito ao que foi dito antes. E sua explicação do SF6 está errada.