¿Puede un átomo tener más de 8 electrones de valencia? Si no es así, ¿por qué 8 es el límite?

2017-10-27 Actualización

[NOTA: Mi notación anterior- La respuesta enfocada, sin cambios, está debajo de esta actualización.]

Sí. Si bien tener un octeto de electrones de valencia crea un mínimo de energía excepcionalmente profundo para la mayoría de los átomos, es solo un mínimo, no un fundamental Si hay factores de energía de compensación suficientemente fuertes, incluso los átomos que prefieren fuertemente los octetos pueden formar compuestos estables con más (o menos) que los 8 electrones de la capa de valencia.

Sin embargo, los mismos mecanismos de enlace que permiten la formación de capas de valencia superiores a 8 también permiten interpretaciones estructurales alternativas de dichas capas, dependiendo principalmente de si dichos enlaces se interpretan como iónicos o covalentes. La excelente respuesta de Manishearth explora este tema con mucho más detalle que yo aquí.

El hexafluoruro de azufre, $ \ ce {SF6} $, proporciona un delicioso ejemplo de esta ambigüedad. Como describí esquemáticamente en mi respuesta original, el átomo de azufre central en $ \ ce {SF6} $ puede interpretarse como:

(a) Un átomo de azufre en el que los 6 electrones de valencia han sido completamente ionizado por seis átomos de flúor, o

(b) Un átomo de azufre con una capa de valencia de 12 electrones estable y altamente simétrica que es creada y estabilizada por seis átomos de flúor ubicados octaédricamente, cada uno de los cuales covalentemente comparte un par de electrones con el átomo central de azufre.

Si bien ambas interpretaciones son plausibles desde una perspectiva puramente estructural, la interpretación de la ionización tiene serios problemas.

El primer y mayor problema es que ionizar completamente los 6 electrones de valencia del azufre requeriría niveles de energía que no son realistas («astronómico» podría ser una palabra más adecuada).

Un segundo problema es que la estabilidad y la simetría octaédrica limpia de $ \ ce {SF6} $ sugiere fuertemente que los 12 electrones alrededor del átomo de azufre han alcanzado un nivel estable y bien mínimo de energía definido que es diferente de su estructura de octetos habitual.

Ambos puntos implican que la interpretación más simple y energéticamente precisa de la capa de valencia de azufre en $ \ ce {SF6} $ es que tiene 12 electrones en una configuración estable, sin octetos.

Observe también que para el azufre este mínimo de energía estable de 12 electrones no está relacionado con el mayor número de electrones relacionados con la valencia que se ven en las capas de los elementos de transición, ya que el azufre simplemente no tiene suficientes electrones para acceder a esos orbitales más complejos. La capa de valencia de 12 electrones de $ \ ce {SF6} $ es en cambio una verdadera flexión de las reglas para un átomo que en casi todas las demás circunstancias prefiere tener un octeto de electrones de valencia.

Es por eso que mi La respuesta general a esta pregunta es simplemente «sí».

Pregunta: ¿Por qué los octetos son especiales?

La otra cara de la moneda de si las capas de valencia sin octetos estables existe es esto: ¿Por qué las capas de octetos proporcionan un mínimo de energía que es tan profundo y universal que toda la tabla periódica está estructurada en filas que terminan (excepto el helio) con gases nobles con capas de valencia de octetos?

En En pocas palabras, la razón es que para cualquier nivel de energía por encima del caso especial de $ n = 1 $ caparazón (helio), el conjunto orbital de «capa cerrada» $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ es el único combinación de orbitales cuyos momentos angulares son (a) todos mutuamente ortogonales, y (b) cubren todas esas posibilidades ortogonales para el espacio tridimensional.

Es esta partición ortogonal única de opciones de momento angular en Espacio 3D que hace que el octeto orbital $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ sea especialmente profundo y relevante incluso en las capas de energía más alta. Vemos la evidencia física de esto en la sorprendente estabilidad de los gases nobles.

La razón por la que la ortogonalidad de los estados de momento angular es tan importante a escalas atómicas es el principio de exclusión de Pauli, que requiere que cada electrón tenga su propio estado único. Tener estados de momento angular ortogonal proporciona una manera particularmente limpia y fácil de proporcionar una fuerte separación de estado entre los orbitales de electrones y, por lo tanto, de evitar las mayores penalizaciones de energía impuestas por la exclusión de Pauli.

La exclusión de Pauli, a la inversa, crea conjuntos de orbitales incompletamente ortogonales sustancialmente menos atractivo energéticamente. Debido a que obligan a más orbitales a compartir el mismo espacio esférico que los orbitales completamente ortogonales $ p_x $, $ p_y $ y $ p_d $ del octeto, los orbitales $ d $, $ f $ y superiores son cada vez menos ortogonales, y por lo tanto, sujeto a crecientes sanciones de energía de exclusión de Pauli.

Una nota final

Más adelante puedo agregar otro apéndice para explicar la ortogonalidad del momento angular en términos de órbitas circulares clásicas de tipo satélite. Si lo hago, también agregaré un poco de explicación de por qué los orbitales $ p $ tienen formas de mancuernas tan extrañamente diferentes.

(Una pista: si alguna vez has visto a personas crear dos bucles en una sola cuerda, las ecuaciones detrás de estos bucles dobles tienen similitudes inesperadas con las ecuaciones detrás de los orbitales $ p $.)

Respuesta original de 2014 (sin cambios )

Esta respuesta pretende complementar la respuesta anterior de Manishearth , en lugar de competir con él. Mi objetivo es mostrar cómo las reglas de los octetos pueden ser útiles incluso para moléculas que contienen más del complemento habitual de ocho electrones en su capa de valencia.

Lo llamo notación de donación y se remonta a mi escuela secundaria. días en los que ninguno de los textos de la química de mi pequeña biblioteca se molestaba en explicar cómo funcionaban esos enlaces de oxígeno en aniones como carbonato, clorato, sulfato, nitrato y fosfato.

La idea detrás de esta notación es simple. Comienza con la notación de puntos de electrones, luego agrega flechas que muestran si otros átomos están «tomando prestado» cada electrón y cómo. Un punto con una flecha significa que el electrón «pertenece» principalmente al átomo en la base de la flecha, pero está siendo utilizado por otro átomo para ayudar a completar el octeto de ese átomo. Una flecha simple sin ningún punto indica que el electrón ha abandonado efectivamente el átomo original. En ese caso, el electrón ya no está unido a la flecha, sino que se muestra como un aumento en el número de electrones de valencia en los átomos al final de la flecha.

Aquí hay ejemplos que usan sal de mesa (iónica) y oxígeno (covalente):

Aviso que el enlace iónico de $ \ ce {NaCl} $ aparece simplemente como una flecha, lo que indica que ha «donado» su electrón más externo y ha retrocedido a su octeto interno de electrones para satisfacer sus propias prioridades de finalización (tales octetos internos son nunca se muestra.)

Los enlaces covalentes ocurren cuando cada átomo aporta un electrón a un enlace. La notación de donación muestra ambos electrones, por lo que el oxígeno está doblemente enlazado termina con cuatro flechas entre los átomos.

Sin embargo, la notación de donación no es realmente necesaria para enlaces covalentes simples. Está pensado más para mostrar cómo funciona la unión en los aniones. Dos ejemplos estrechamente relacionados son el sulfato de calcio ($ \ ce {CaSO4} $, mejor conocido como yeso) y el sulfito de calcio ($ \ ce {CaSO3} $, un conservante de alimentos común ):

En estos ejemplos, el calcio se dona a través de un enlace principalmente iónico, por lo que su contribución se convierte en un par de flechas que donan dos electrones al núcleo del anión, completando el octeto del átomo de azufre. Los átomos de oxígeno se unen al azufre y «toman prestados» pares de electrones enteros, sin realmente aportar nada a cambio. Este modelo de préstamo es un factor importante de por qué puede haber más de un anión para elementos como azufre (sulfatos y sulfitos) y nitrógeno (nitratos y nitritos). Dado que los átomos de oxígeno no son necesarios para que el átomo central establezca un octeto completo, es posible que algunos de los pares en el octeto central permanezcan sin unir. Esto da como resultado un anio menos oxidado ns como sulfitos y nitritos.

Finalmente, un ejemplo más ambiguo es el hexafluoruro de azufre:

La figura muestra dos opciones. ¿Debería modelarse $ \ ce {SF6} $ como si el azufre fuera un metal que cede todos sus electrones a los átomos de flúor hiper-agresivos (opción a), o como un caso en el que la regla del octeto da paso a una más débil pero ¿Sigue siendo viable la regla de los 12 electrones (opción b)? Existe cierta controversia incluso hoy en día sobre cómo se deben manejar estos casos. La notación de donación muestra cómo se puede aplicar una perspectiva de octeto a tales casos, aunque nunca es una buena idea confiar en modelos de aproximación de primer orden para casos tan extremos.

Actualización 04-04-2014

Finalmente, si está cansado de los puntos y flechas y anhela algo más cercano a la notación estándar de enlace de valencia , estas dos equivalencias son útiles:

La equivalencia en línea recta superior es trivial ya que la línea resultante es idéntica en apariencia y significado al enlace covalente estándar de la química orgánica.

La segunda notación u-bond es la nueva. Lo inventé por frustración en la escuela secundaria en la década de 1970 (sí, soy así de viejo), pero nunca hice nada con él en ese momento.

La principal ventaja de la notación de enlace en U es que le permite crear prototipos y evaluar relaciones de enlace no estándar utilizando solo valencias atómicas estándar. Al igual que con el enlace covalente de línea recta, la línea que forma el enlace u representa un solo par de electrones. Sin embargo, en un enlace U, es el átomo en la parte inferior de la U el que dona ambos electrones en el par. Ese átomo no obtiene nada del trato, por lo que ninguna de sus necesidades de vinculación se cambia ni se satisface. Esta falta de finalización del enlace está representada por la ausencia de cualquier extremo de línea en ese lado del enlace u.

El átomo mendigo en la parte superior de la U puede usar ambos de los electrones de forma gratuita, lo que a su vez significa que se satisfacen dos de sus necesidades de enlaces de valencia. Notacionalmente, esto se refleja en el hecho de que ambos extremos de la línea U están al lado de ese átomo.

Tomado como un todo, el átomo en la parte inferior de un enlace u dice «No «No me gusta, pero si estás así desesperado por un par de electrones, y si prometes permanecer muy cerca, te dejaré agarrar un par de electrones de mi ya completado octeto «.

El monóxido de carbono con su desconcertante» ¿por qué el carbono de repente tiene una valencia de dos? » estructura demuestra muy bien cómo los enlaces-U interpretan tales compuestos en términos de números de enlace más tradicionales:

Observe que dos de los cuatro enlaces de carbono se resuelven mediante enlaces covalentes estándar con oxígeno, mientras que los dos enlaces de carbono restantes se resuelven mediante la formación de un u- enlace que permite al carbono mendigo «compartir» uno de los pares de electrones del octeto ya lleno de oxígeno. El carbono termina con cuatro extremos de línea, que representan sus cuatro enlaces, y el oxígeno termina con dos. Por lo tanto, ambos átomos tienen sus números de enlace estándar satisfechos.

Otra idea más sutil de esta figura es que, dado que un enlace u representa un solo par de electrones, la combinación de un enlace u y dos enlaces covalentes tradicionales entre los átomos de carbono y oxígeno implica un total de seis electrones, por lo que debería tener similitudes con el triple enlace de seis electrones entre dos átomos de nitrógeno. Esta pequeña predicción resulta ser correcta: las moléculas de nitrógeno y monóxido de carbono son de hecho homólogas de configuración electrónica, una de cuyas consecuencias es que tienen propiedades físico-químicas casi idénticas.

A continuación se muestran algunos ejemplos más. de cómo la notación de enlaces U puede hacer que los aniones, los compuestos de gases nobles y los compuestos orgánicos extraños parezcan un poco menos misteriosos:

Comentarios

• Lamento tener que hacer un comentario crítico sobre tan altamente calificado respuesta, pero esta no es una respuesta a la pregunta, sino más bien una misiva sobre una representación gráfica alternativa de estructuras de resonancia.
• Tengo que segundo @Eric ‘ s comentario. Es lamentable que esta sea una respuesta tan votada que promueva un concepto, que es demasiado simple. Especialmente después de la actualización, la notación » u » para el dióxido de carbono no tiene ningún sentido. Esta es una molécula muy complicada y el llamado » u enlace » es indistinguible del enlace tradicional.
• @TerryBollinger Un ejemplo de un átomo que tiene más de 8 electrones de valencia es un metal de transición. Otros incluyen los actínidos y lantánidos. Realmente no ‘ no necesitamos un universo 4D para tener átomos con más de 8 electrones de valencia.
• De hecho, no puedo creer que esta respuesta haya empeorado en absoluto. estaba. Con su caso de valencia de 12 electrones también debe incluir el requisito previo para eso: tener electrones en orbitales d de azufre; que ha sido refutado varias veces. (Octeto expandido, hipervalencia para nombrar las palabras desencadenantes). Además, es absolutamente innecesario describir la vinculación de esa manera, al igual que la resonancia, y la combinación de las uniones 3c2e y 3c4e también es una muleta innecesaria, pero al menos eso ‘ no es del todo incorrecto. Los enlaces pueden tener contribuciones covalentes e iónicas.
• Actualmente hay al menos tres respuestas que ya lo hacen. Desafortunadamente, no están escritos tan engañosamente simples como el suyo, porque simplemente no es tan simple como lo presenta. Son respuestas precisamente como ésta las que mantienen vivos los mitos científicos desacreditados. La única forma de combatir eso es decirte: Estás equivocado.

Sí, puede. Tenemos moléculas que contienen «átomos de superocteto». Ejemplos:

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

Casi todos compuestos de coordinación tienen un átomo central de superocteto.

Los no metales del período 3 en adelante también son propensos a esto.Los halógenos, el azufre y el fósforo son infractores reincidentes, mientras que todos los compuestos de gases nobles son superoctetos. Por tanto, el azufre puede tener una valencia de +6, el fósforo +5 y los halógenos +1, +3, +5 y +7. Tenga en cuenta que estos siguen siendo compuestos covalentes; la valencia también se aplica a los enlaces covalentes.

La razón por la que esto no se ve normalmente es la siguiente. Básicamente, lo deducimos de las propiedades de orbitales atómicos .

Según el principio de aufbau , los electrones se llenan en estos orbitales durante el período $ n $:

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

(teóricamente, tendrías $ (n-3) \ mathrm {g} $ antes de $ \ mathrm {f} $, y así sucesivamente. Pero todavía no tenemos átomos con esos orbitales)

Ahora, la capa más externa es $ n $. En cada período, solo hay ocho espacios para llenar esta capa según el principio de Aufbau: 2 en $ n \ mathrm {s} $ y 6 en $ n \ mathrm {p} $. Dado que nuestra tabla periódica sigue este principio, normalmente no vemos ningún átomo de superocteto.

Pero, los orbitales $ \ mathrm {d, f} $ para ese shell todavía existe (como orbitales vacíos) y puede llenarse si surge la necesidad. Por «existir», me refiero a que son lo suficientemente bajos en energía para ser llenados fácilmente. Los ejemplos anteriores consisten en un átomo central, que ha tomado estos orbitales vacíos en su hibridación, dando lugar a una especie de superocteto (ya que los enlaces covalentes agregan un electrón cada uno)

Cociné una tabla periódica con el conchas marcadas. He utilizado las letras de la cáscara en lugar de los números para evitar confusiones. $ K, L, M, N $ se refieren a la cáscara 1, 2, 3, 4, etc. Cuando una porción de la tabla está marcada como «M9-M18», esto significa que el primer elemento de ese bloque «llena» el noveno electrón en la capa M (tercera), y el último elemento llena el decimoctavo.

Haga clic para ampliar:

_{(Derivado de esta imagen )}

Tenga en cuenta que hay algunas irregularidades, con $ \ ce {Cu} $, $ \ ce {Cr} $, $ \ ce {Ag} $ y un montón de otros que no he marcado especialmente en la tabla.

Comentarios

• Me siento obligado a agregue un descargo de responsabilidad a una respuesta tan votada. Aunque comúnmente se enseña como tal en la introducción a la química, la participación de los orbitales d en la hipervalencia es no es cierto , ya que, de hecho, no tienen suficiente energía para ser llenados . Gavin Kramar ‘ La respuesta a esta pregunta describe la hipervalencia de una manera más precisa.

En química, y en la ciencia en general, hay muchas formas de explicar la misma regla empírica. Aquí, estoy dando una descripción general que es muy ligera sobre la química cuántica: debería ser bastante legible para un nivel principiante, pero no explicará en su forma más profunda las razones de la existencia de las capas electrónicas.

La «regla» que estás citando se conoce como regla de octeto , y una de sus formulaciones es que

átomos de bajo ( Z < 20) los números atómicos tienden a combinarse de tal manera que cada uno tiene ocho electrones en sus capas de valencia

Notarás que no se trata específicamente de una valencia máxima (es decir, el número de electrones en la capa de valencia), sino de una valencia preferida en moléculas. Se usa comúnmente para determinar la estructura de Lewis de moléculas.

Sin embargo, la regla del octeto no es el final de la historia. Si observa hidrógeno (H) y helio (He), verá que no prefiere una valencia de ocho electrones, sino una valencia de dos electrones: formas H, p. H ₂ , HF, H ₂ O, He (que ya tiene dos electrones y no «t forma moléculas). Esto se llama regla de dueto . Además, los elementos más pesados incluyen todos los los metales de transición siguen la bien denominada regla de los 18 electrones cuando forman complejos metálicos. Esto se debe a la naturaleza cuántica de los átomos, donde los electrones están organizados en capas : la primera (llamado capa K) tiene 2 electrones, el segundo (capa L) tiene 8, el tercero (capa M) tiene 18. Los átomos se combinan en moléculas tratando en la mayoría de los casos de que los electrones de valencia llenen completamente una capa.

Finalmente, hay elementos que, en algunos compuestos químicos, rompen las reglas de dúo / octeto / 18 electrones.La principal excepción es la familia de moléculas hipervalentes , en el que un elemento del grupo principal tiene nominalmente más de 8 electrones en su capa de valencia. El fósforo y el azufre son más propensos a formar moléculas hipervalentes, incluidas $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , etcétera. Algunos otros elementos que también pueden comportarse de esta manera incluyen yodo (por ejemplo, en $ \ ce {IF7} $), xenón (en $ \ ce {XeF4} $) y cloro (en $ \ ce {ClF5} $). (Esta lista no es exhaustiva).

La respuesta de Gavin Kramar explica cómo estas moléculas hipervalentes pueden surgir a pesar de aparentemente romper el octeto regla.

Comentarios

• Este puede ser un problema de definición si el autor de la pregunta está en la escuela secundaria o es un recién graduado. Las tres primeras ediciones actuales de los libros de texto de la escuela secundaria que saqué del estante (AP y química para principiantes) usan la definición de electrones de valencia como » electrones en el nivel de energía principal ocupado más alto «.
• Tenga en cuenta que la regla 18electron / EAN no ‘ t siempre se sigue. . Pueden ‘ t. Tampoco los complejos planos tetraédricos / cuadrados. Sin embargo, por lo general siguen siendo superoctetos.
• @ManishEarth Estoy ‘ muy preocupado por algunas de las respuestas dadas en SE que cubren conceptos de estructura electrónica. Me pregunto si sería útil iniciar una meta discusión sobre cómo responder » por qué » preguntas de 1900 ‘ s teoría de los enlaces químicos: ¿debería la respuesta estar en términos de las viejas reglas químicas o en términos de la mecánica cuántica?
• Hay algunas moléculas con helio. Por ejemplo, hidruro de helio.

Algo que vale la pena agregar a esta discusión que me sorprende se ha mencionado sobre moléculas «hipervalentes» como $ \ ce {SF6} $.

Uno de mis profesores en la universidad me informó que la explicación común (que los orbitales d vacíos están vacíos y, por lo tanto, son accesibles) es muy probable que sea incorrecto. Esta es una explicación del modelo antiguo que está desactualizada, pero por alguna razón se enseña continuamente en las escuelas. Una cita del artículo de Wikipedia sobre hibridación orbital :

En 1990, Magnusson publicó un trabajo fundamental que excluye definitivamente el papel de la hibridación d-orbital en la unión en compuestos hipervalentes de elementos de la segunda fila.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Cuando miras los números, la energía asociada con esos orbitales es significativamente mayor que la energía de enlace que se encuentra experimentalmente dentro moléculas como $ \ ce {SF6} $, lo que significa que es muy poco probable que los orbitales d estén involucrados en este tipo de estructura molecular.

Esto nos deja atrapados, de hecho, con el octeto regla. Dado que $ \ ce {S} $ no puede llegar a sus orbitales d, no puede tener más de 8 electrones en su valencia (ver otras discusiones en esta página para definiciones de valencia, etc., pero por la definición más básica, sí, solo 8 ). La explicación común es la idea de un enlace de 4 electrones centrado en 3, que es esencialmente la idea de que el azufre y dos flúor separados 180 grados comparten solo 4 electrones entre sus orbitales moleculares.

Una forma de comprender esto es considerar un par de estructuras de resonancia donde el azufre se une covalentemente a una $ \ ce {F} $ e iónicamente a la otra:

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

Cuando calcule el promedio de estas dos estructuras, notará que el azufre mantiene una carga positiva y que cada fluoruro tiene una especie de «mitad» de carga. Además, tenga en cuenta que el azufre solo tiene dos electrones asociados en ambas estructuras, lo que significa que se ha unido con éxito a dos flúor mientras solo acumula dos electrones. La razón por la que tienen que estar separados 180 grados es debido a la geometría de los orbitales moleculares, que está más allá del alcance de esta respuesta.

Entonces, solo para revisar, «nos hemos unido a dos flúor azufre acumulando dos electrones y una carga positiva en el azufre. Si uniéramos los cuatro fluoruros restantes de $ \ ce {SF6} $ de la forma covalente normal, todavía terminaríamos con 10 electrones alrededor del azufre. Entonces, al utilizar otro par de enlaces de 3-centros-4 electrones, logramos 8 electrones (llenando los orbitales de valencia syp) así como una carga de $ + 2 $ en el azufre y una carga de $ -2 $ distribuida alrededor del cuatro flúor involucrados en el enlace 3c4e.(Por supuesto, todos los flúores tienen que ser equivalentes, por lo que la carga se distribuirá realmente alrededor de todos los flúores si se consideran todas las estructuras de resonancia).

En realidad, hay mucha evidencia para Apoyar este estilo de enlace, el más simple de los cuales se observa al observar las longitudes de enlace en moléculas como $ \ ce {ClF3} $ (geometría en forma de T), donde los dos flúores separados 180 grados entre sí tienen un enlace ligeramente más largo longitud al cloro que los otros flúor, lo que indica una cantidad debilitada de covalencia en esos dos enlaces $ \ ce {Cl-F} $ (como resultado de promediar un enlace covalente e iónico).

Si están interesados en los detalles de los orbitales moleculares involucrados, es posible que desee leer esta respuesta .

TL; DR Hypervalency doesn «t existen, y tener más de $ \ ce {8 e -} $ en metales que no son de transición es mucho más difícil de lo que crees.

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• Como mencioné anteriormente, esto es la respuesta aquí.

Esta pregunta puede ser difícil de responder porque no Hay un par de definiciones de electrones de valencia. Algunos libros y diccionarios definen los electrones de valencia como «electrones de la capa externa que participan en el enlace químico» y, según esta definición, los elementos pueden tener más de 8 electrones de valencia como se explica por F «x.

Algunos libros y diccionarios definen electrones de valencia como «electrones en el nivel de energía principal más alto». Según esta definición, un elemento tendría solo 8 electrones de valencia porque los orbitales $ n-1 $ $ d $ se llenan después de los orbitales $ n $ $ s $, y luego los $ n $ $ p $ orbitales se llenan. Por lo tanto, el nivel de energía principal más alto, $ n $, contiene los electrones de valencia. Según esta definición, todos los metales de transición tienen 1 o 2 electrones de valencia (dependiendo de cuántos electrones hay en el $ s $ vs $ d $ orbitales).

Ejemplos:

• Ca con dos $ 4s $ electrones tendría dos electrones de valencia (electrones en el cuarto nivel de energía principal) .
• Sc con dos electrones $ 4s $ y un electrón $ 3d $ tendrá dos electrones de valencia.
• Cr con un electrón $ 4s $ y cinco $ 3d $ elect rones tendrán un electrón de valencia.
• Ga con dos electrones de $ 4s $, diez electrones de $ 3d $ y un electrón de $ 4p $ tendría tres electrones de valencia.

Según la otra definición, podrían tener más ya que tienen más electrones de «capa exterior» (hasta que se llene la capa $ d $).

El uso de la definición de «nivel de energía principal más alto» para los electrones de valencia le permite predecir correctamente el comportamiento paramagnético de los iones de metales de transición porque los electrones de valencia (los electrones $ d $) se pierden primero cuando un metal de transición forma un ion.

Existe una gran diferencia entre una «regla» y una ley de la naturaleza. La «regla del octeto» es un concepto de principios del siglo pasado que de alguna manera logró entrar en los libros de introducción a la química y nunca fue echado con el advenimiento de la mecánica cuántica moderna. (Prueba circunstancial: es imposible identificar electrones individuales para etiquetarlos como «valencia» o «no valencia».)

Por lo tanto, no encontrará ninguna respuesta basada en evidencia física sobre por qué / por qué no se mantendrá una regla que no se base en evidencia física.

Los átomos toman su configuración espacial porque resulta ser una circunstancia electrostáticamente favorable, no porque los electrones se utilicen como «ranuras».

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• Probablemente entró porque era fácil de explicar mucho con el concepto, y no ‘ t ser expulsado porque todavía puede explicar muchas cosas de una manera muy simple, estando lo suficientemente cerca de la verdad al hacerlo. Además, aunque puede que no sea posible identificar electrones , es posible calcular orbitales , es decir, pares de electrones y haciendo malabarismos con la hibridación y la mezcla, asignándolos a ser orbitales centrales o orbitales de valencia , estos últimos generalmente centrab archivo en un enlace / átomo, y dando un tipo de solución de cuatro por átomo.

¿Por qué 8? realmente no ha sido abordado por las respuestas anteriores, y aunque es tangencial a la pregunta, es algo importante para ser considerado. En general, pero no siempre, los átomos reaccionan para formar «capas» cuánticas completas, con electrones interactuando con todos sus orbitales.

El número cuántico principal ($ n $) determina el número cuántico azimutal máximo ($ l $), en el sentido de que $ l $ solo puede tomar valores entre $ 0 $ y $ n-1 $. Así, para la primera fila, $ n = 1 $ y $ l = 0 $. Para la segunda fila, $ n = 2 $ entonces $ l = 0,1 $. Para la tercera fila, $ n = 3 $, entonces $ l = 0, 1, 2 $.

El número cuántico azimutal $ l $ determina el rango de posibles números cuánticos magnéticos ($ m_l $), que se encuentra en el rango $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Entonces, para la primera fila, $ m_l = 0 $. Para la segunda fila, cuando $ n = 2 $ y $ l = 1 $, entonces $ m_l = -1, 0, 1 $.Para la tercera fila, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Finalmente, el número cuántico de espín $ m_s $ puede ser $ + 1/2 $ o $ -1 / 2 $.

El número de electrones que pueden llenar cada capa es igual al número de combinaciones de números cuánticos. Para $ n = 2 $, esto es

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

para un total de 8 electrones.

Th La segunda fila contiene «compuestos orgánicos», de los cuales se conocen millones, por lo que con frecuencia existe un sesgo en la enseñanza de la química para centrarse en la «regla del octeto». De hecho, hay una regla del dúo a considerar para el hidrógeno, el helio (y el litio que se dimeriza en la fase gaseosa) y la «regla del 18» para los metales de transición. Donde las cosas se ponen «torcidas» es el silicio a través del cloro. Estos átomos pueden formar una capa cuántica completa mediante la regla del octeto, o «expandir» sus octetos y regirse por la regla del 18. O situaciones intermedias, como el hexafluoruro de azufre.

Tenga en cuenta, esto es una simplificación burda, porque estos orbitales atómicos se mezclan para formar orbitales moleculares, pero los recuentos de los orbitales atómicos influyen y se correlacionan directamente con los recuentos de los orbitales moleculares resultantes, por lo que la combinación de números cuánticos atómicos todavía proporciona información interesante. / p>

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• Dato curioso: Lewis nunca acuñó el término » Regla de octeto «. Lo llamó simplemente la regla de dos y afirmó que para muchos elementos se utilizan cuatro pares de electrones para la unión.

Echemos un vistazo a la tabla periódica: en la primera fila, solo hay dos elementos: hidrógeno y helio. No siguen una regla de octeto. El hidrógeno solo puede tener un máximo de dos electrones en el orbital de valencia. Resulta que la regla del octeto no es exclusiva, lo que significa que no es la única regla que ayuda a comprender la estructura de Lewis y la configuración electrónica. Entonces, ¿por qué usamos la regla del octeto?

Cada período de la tabla periódica representa una capa de energía de un átomo. El primer período representa la capa K, el primer nivel de energía, que solo tiene el orbital s. Cada orbital solo puede llenarse con 2 electrones, ambos con un giro cuántico en direcciones opuestas. Por lo tanto, el número máximo de electrones posible para la capa de primer nivel de energía, K, es 2. Esto se refleja en el hecho de que el helio es un gas noble, pero solo contiene 2. La capa de segundo nivel de energía, L, tiene el orbital s y los orbitales 3 p adicionales. Esos suman cuatro orbitales u 8 electrones. Debido a que los elementos más comúnmente usados están en el segundo y tercer período, la regla del octeto es de uso frecuente.

Los elementos del tercer nivel de energía son muy similares. Todavía siguen la regla del octeto, porque aunque ahora tienen orbitales de 5 d, no es necesario llenar ningún orbital. La configuración electrónica muestra que 4s se llena antes que 3d, por lo que no necesitan llenar el orbital d, por lo que generalmente también obedecen la regla del octeto. Sin embargo, los elementos de capa de tercer nivel de energía, a diferencia de los elementos de la segunda fila, (ver Gavin » s comentario (primera referencia) no se limitan a la regla del octeto. Pueden formar moléculas hipervalentes en ciertos casos en los que el uso de d orbital y se llena: este no es el caso con todas las moléculas hipervalentes aparentes, el SF6 no es hipervalente, utiliza enlaces iónicos débiles y polaridad, pero todavía hay moléculas hipervalentes por ahí. Siempre dependerá de qué estado sea más conveniente en términos de electrostática.

En la capa del cuarto nivel de energía, se introducen orbitales f, pero ni siquiera estamos cerca de llenarlos en ese punto porque primero necesitamos llenar los orbitales d. Los orbitales de 5 d significan 10 electrones, más los ocho anteriores de la regla del octeto, suman 18. Esta es la razón por la que hay 18 columnas en la tabla periódica. Ahora, se superpone una nueva regla, y esta es la conocida regla de los 18 electrones, que se mencionó anteriormente. Los metales de transición obedecen esta regla con más frecuencia que no, aunque hay ocasiones en las que todavía obedecen la regla del octeto.En este punto, con tantos orbitales por llenar, y con la electrostática jugando un papel en la configuración electrónica, podemos obtener diferentes cationes del mismo elemento con ciertos metales. También es por eso que no discuten los números de estado de oxidación con metales de transición como lo hacen con las primeras tres filas de la tabla.

Comentarios

• Bienvenido a Chemistry SE. Desafortunadamente, su respuesta no ‘ no agrega mucho a cosas anteriores. Y su explicación de SF6 es incorrecta en mi opinión.