Poate un atom să aibă mai mult de 8 electroni de valență? Dacă nu, de ce este 8 limita?

27-10-2017 Actualizare

[NOTĂ: Notarea mea anterioară- răspunsul focalizat, neschimbat, este sub această actualizare.]

Da. Deși având un octet de electroni de valență creează un minim de energie extrem de profund pentru majoritatea atomilor, acesta este doar un minim, nu un element fundamental Dacă există factori de energie compensatori suficient de puternici, chiar și atomii care preferă puternic octetii pot forma compuși stabili cu mai mulți (sau mai puțini) decât cei 8 electroni cu valență.

Cu toate acestea, aceleași mecanisme de legare care permit formarea de cochilii de valență mai mari de 8 permit, de asemenea, interpretări structurale alternative ale unor astfel de cochilii, în funcție de faptul dacă aceste legături sunt interpretate ca ionice sau covalente. Răspunsul excelent al lui Manishearth explorează această problemă în detalii mult mai mari decât fac aici.

Hexafluorura de sulf, $ \ ce {SF6} $, oferă un exemplu încântător al acestei ambiguități. Așa cum am descris schematic în răspunsul meu original, atomul central de sulf din $ \ ce {SF6} $ poate fi interpretat ca:

(a) Un atom de sulf în care toți cei 6 electroni ai săi de valență au fost complet ionizat de șase atomi de fluor sau

(b) Un atom de sulf cu o coajă de valență stabilă, foarte simetrică, cu 12 electroni, care este creată și stabilizată de șase atomi de fluor localizați octaedric, fiecare dintre aceștia fiind covalent împarte o pereche de electroni cu atomul central de sulf.

Deși ambele interpretări sunt plauzibile dintr-o perspectivă pur structurală, interpretarea ionizării are probleme serioase.

Prima și cea mai mare problemă este că ionizarea completă a tuturor celor 6 electroni de valență a sulfului ar necesita niveluri de energie nerealiste („astronomic” ar putea fi un cuvânt mai potrivit).

O a doua problemă este că stabilitatea și simetria octaedrică curată de $ \ ce {SF6} $ sugerează cu tărie că cei 12 electroni din jurul atomului de sulf au ajuns la un nivel stabil, bine minim de energie definit, care este diferit de structura sa obișnuită de octet.

Ambele puncte implică faptul că interpretarea mai simplă și mai precisă din punct de vedere energetic a învelișului de valență a sulfului în o configurație stabilă, non-octet.

Observați, de asemenea, că pentru sulf, această energie minimă de 12 electroni stabilă nu are legătură cu numărul mai mare de electroni legați de valență observați în cochiliile elementelor de tranziție, deoarece sulful pur și simplu nu are suficient de electroni pentru a accesa acei orbitali mai complecși. Învelișul de valență de 12 electroni de $ \ ce {SF6} $ este în schimb o adevărată îndoire a regulilor pentru un atom care, în aproape toate celelalte circumstanțe, preferă să aibă un octet de electroni de valență.

De aceea, răspunsul general la această întrebare este pur și simplu „da”.

Întrebare: De ce sunt octeți speciali?

Partea inversă a învelișului stabil de valență non-octet Exista este aceasta: De ce cochilii de octet oferă un minim de energie atât de profund și universal încât întregul tabel periodic este structurat în rânduri care se termină (cu excepția heliului) cu gaze nobile cu cochilii de valență a octetului?

În pe scurt, motivul este că pentru orice nivel de energie peste cazul special al carcasei $ n = 1 $ (heliu), setul orbital „coajă închisă” $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ este singurul combinație de orbitali ale căror momente unghiulare sunt (a) toate ortogonale reciproc și (b) acoperă toate aceste posibilități ortogonale pentru spațiul tridimensional.

Este această partiționare ortogonală unică a opțiunilor de moment unghiular în Spațiu 3D care face ca octetul orbital $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ să fie atât profund cât și relevant chiar și în cochilii cu cea mai mare energie. Vedem dovezile fizice ale acestui fapt în stabilitatea izbitoare a gazelor nobile.

Motivul pentru care ortogonalitatea stărilor de moment unghiular este atât de importantă la scară atomică este principiul de excludere Pauli, care impune ca fiecare electron să aibă propriul său stare unică. Având stări de impuls unghiular ortogonal oferă o modalitate deosebit de curată și ușoară de a asigura o separare puternică a stării între orbitalii electronilor și, astfel, de a evita penalitățile mai mari de energie impuse de excluderea Pauli. substanțial mai puțin atractiv energetic. Deoarece forțează mai mulți orbitali să împartă același spațiu sferic ca orbitalele $ p_x $, $ p_y $ și $ p_d $ complet ortogonali ale octetului, orbitalii $ d $, $ f $ și superiori sunt din ce în ce mai puțin ortogonali și astfel, supuse penalizărilor energetice excluzive ale Pauli.

O notă finală

Pot adăuga ulterior un alt addendum pentru a explica ortogonalitatea momentului unghiular în termeni de orbite circulare clasice, de tip satelit. Dacă o fac, voi adăuga și câteva explicații cu privire la motivul pentru care orbitalele $ p $ au forme atât de bizare de diferite.

(O sugestie: dacă ați urmărit vreodată oameni creând două bucle în o singură coardă, ecuațiile din spatele unor astfel de bucle duble au asemănări neașteptate cu ecuațiile din spatele orbitalelor $ p $.)

Răspuns original 2014-ish (neschimbat) )

Acest răspuns este destinat să completeze răspunsul anterior al lui Manishearth , mai degrabă decât concurează cu el. Obiectivul meu este de a arăta cum regulile octetului pot fi utile chiar și pentru moleculele care conțin mai mult decât complementul obișnuit de opt electroni în coaja lor de valență.

Îi spun notație de donație și datează din liceul meu zile în care niciunul dintre chimicalele textelor din biblioteca mea din orașele mici nu s-a deranjat să explice cum acele legături de oxigen funcționau în anioni precum carbonat, clorat, sulfat, nitrat și fosfat.

Ideea din spatele acestei notații este simplu. Începeți cu notația cu puncte electronice, apoi adăugați săgeți care arată dacă și cum alți atomi „împrumută” fiecare electron. Un punct cu o săgeată înseamnă că electronul „aparține” în principal atomului de la baza săgeții, dar este utilizat de un alt atom pentru a ajuta la completarea octetului acelui atom. O săgeată simplă fără niciun punct indică faptul că electronul a părăsit efectiv atomul original. În acest caz, electronul nu mai este deloc atașat de săgeată, ci este arătat ca o creștere a numărului de electroni de valență din atomii de la capătul săgeții.

Iată exemple care folosesc sare de masă (ionică) și oxigen (covalent):

Notificare că legătura ionică de $ \ ce {NaCl} $ apare pur și simplu ca o săgeată, indicând faptul că și-a „donat” electronul cel mai exterior și a căzut înapoi la octetul său interior de electroni pentru a-și satisface propriile priorități de finalizare. nu se arată niciodată.)

Legăturile covalente apar atunci când fiecare atom contribuie cu un electron la o legătură. Notarea de donație arată ambii electroni, deci oxigenul dublu legat termină cu patru săgeți între atomi.

Notarea donației nu este cu adevărat necesară pentru legături covalente simple, totuși. Se intenționează mai mult să arate cum funcționează legarea în anioni. Două exemple strâns legate sunt sulfatul de calciu ($ \ ce {CaSO4} $, mai bine cunoscut sub numele de gips) și sulfitul de calciu ($ \ ce {CaSO3} $, un conservant obișnuit pentru alimente ):

În aceste exemple, calciul donează printr-o legătură în mare parte ionică, deci contribuția sa devine o pereche de săgeți care donează doi electroni către miezul anionului, completând octetul atomului de sulf. Atomii de oxigen se atașează apoi la sulf și „împrumută” întregi perechi de electroni, fără a contribui cu adevărat nimic în schimb. este un factor major în motivul pentru care pot exista mai mult de un anion pentru elemente precum sulf (sulfați și sulfiți) și azot (nitrați și nitriți). Deoarece atomii de oxigen nu sunt necesari pentru ca atomul central să stabilească un octet complet, este este posibil ca unele dintre perechile din octetul central să rămână lipite, ceea ce duce la un anio mai puțin oxidat ns, cum ar fi sulfiți și nitriți.

În sfârșit, un exemplu mai ambiguu este hexafluorura de sulf:

Figura prezintă două opțiuni. Ar trebui ca $ \ ce {SF6} $ să fie modelat ca și când sulful este un metal care renunță la toți electronii săi la atomii de fluor hiper-agresivi (opțiunea a) sau ca un caz în care regula octetului cedează loc unui nivel mai slab, dar încă funcțională regula cu 12 electroni (opțiunea b)? Există unele controverse chiar și astăzi cu privire la modul în care ar trebui tratate astfel de cazuri. Notarea donației arată cum o perspectivă de octet poate fi aplicată în continuare unor astfel de cazuri, deși nu este niciodată o idee bună să te bazezi pe modele de aproximare de ordinul întâi pentru astfel de cazuri extreme.

04-04-2014 Actualizare

În cele din urmă, dacă v-ați săturat de puncte și săgeți și doriți ceva mai apropiat de notația standard a legăturii de valență , aceste două echivalențe sunt la îndemână:

Echivalența liniei superioare este trivial deoarece linia rezultată este identică ca aspect și semnificație cu legătura covalentă standard a chimiei organice.

A doua notație u-bond este cea nouă. L-am inventat din frustrare în liceu în anii 1970 (da, sunt atât de bătrân), dar nu am făcut nimic cu el niciodată.

Principalul avantaj al notației cu legătură u este că vă permite să prototipați și să evaluați relațiile de legătură non-standard în timp ce utilizați numai valențe atomice standard. Ca și în legătura covalentă liniară, linia care formează legătura u reprezintă o singură pereche de electroni. Cu toate acestea, într-o legătură u, atomul din partea de jos a U-ului donează ambii electroni din pereche. Atomul respectiv nu scoate nimic din afacere, astfel încât niciuna dintre nevoile sale de legătură nu este schimbată sau satisfăcută. Această lipsă de completare a legăturii este reprezentată de absența oricărui capăt de linie pe acea parte a legăturii u.

Atomul cerșetor din partea de sus a U ajunge să folosească ambele a electronilor gratuit, ceea ce înseamnă, la rândul său, că sunt satisfăcute două din necesitățile sale de legătură de valență. Notional, acest lucru este reflectat de faptul că ambele capete ale U sunt lângă acel atom.

Luat în ansamblu, atomul din partea de jos a unei legături U spune „Nu „Nu îmi place, dar dacă ești atât disperat de o pereche de electroni și dacă promiți să stai foarte aproape, te voi lăsa să te prindeți de o pereche de electroni de la finalizarea mea octet. „

Monoxidul de carbon cu dezorientatul său” de ce carbonul are brusc o valență de doi? ” structura demonstrează frumos modul în care legăturile u interpretează astfel de compuși în termeni de numere de legătură mai tradiționale:

Observați că două dintre cele patru legături de carbon sunt rezolvate prin legături covalente standard cu oxigenul, în timp ce restul de două legături de carbon sunt rezolvate prin formarea unei u- legătură care lasă cerșetorul să „împartă” una dintre perechile de electroni de la octetul deja plin al oxigenului. Carbonul se termină cu patru capete de linie, reprezentând cele patru legături ale sale, iar oxigenul se termină cu două. Ambii atomi au astfel numerele de legătură standard satisfăcute.

O altă perspectivă mai subtilă din această figură este că întrucât o legătură u reprezintă o singură pereche de electroni, combinația dintre o legătură u și două legături covalente tradiționale între atomii de carbon și oxigen implică un total de șase electroni, și astfel ar trebui să aibă similitudini cu legătura triplă de șase electroni dintre doi atomi de azot. Această mică predicție se dovedește a fi corectă: moleculele de azot și monoxid de carbon sunt de fapt omologi ai configurației electronice, una dintre consecințe fiind că au proprietăți chimice fizice aproape identice.

Mai jos sunt câteva exemple despre modul în care notația legăturii u poate face anioni, compuși de gaze nobile și compuși organici ciudați să pară puțin mai puțin misterioși:

Comentarii

• Regret că trebuie să fac un comentariu critic despre un astfel de răspuns, dar acesta nu este un răspuns la întrebare, ci mai degrabă o misivă asupra unei reprezentări grafice alternative a structurilor de rezonanță.
• Trebuie să secundez @Eric ‘ comentariu. Este regretabil faptul că acesta este un răspuns atât de votat, încât promovează un concept, care este mult prea simplu. Mai ales după actualizare, nota ” u ” pentru dioxid de carbon nu are niciun sens. Aceasta este o moleculă extrem de complicată și așa-numita ” u bond ” nu se distinge de legătura tradițională.
• @TerryBollinger Un exemplu de atom care are mai mult de 8 electroni de valență este un metal de tranziție. Altele includ actinidele și lantanidele. Nu avem cu adevărat ‘ nevoie de un univers 4D pentru a avea atomi cu mai mult de 8 electroni de valență.
• De fapt, nu pot să cred că acest răspuns s-a înrăutățit decât inițial a fost. Cu carcasa dvs. de valență cu 12 electroni, trebuie să includeți, de asemenea, condiția prealabilă pentru aceasta: să aveți electroni în orbitalele d de sulf; care a fost respinsă de câteva ori. (Octet extins, hipervalență pentru a denumi cuvintele declanșatoare.) În plus, este absolut inutil să descriem legătura în acest fel, așa cum este rezonanța, iar combinația de legături 3c2e și 3c4e este, de asemenea, o cârjă inutilă, dar cel puțin acel nu este complet greșit. Obligațiunile pot avea contribuții covalente și ionice.
• În prezent există cel puțin trei răspunsuri care fac deja acest lucru. Din păcate, ele nu sunt scrise la fel de înșelător de simple ca ale voastre, pentru că pur și simplu nu sunt la fel de simple ca și voi. Tocmai astfel de răspunsuri păstrează în viață miturile științifice demontate. Singura modalitate de a combate acest lucru este să-ți spun: Te înșeli.

Da, se poate. Avem molecule care conțin „atomi superoctet”. Exemple:

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

Aproape toți compușii de coordonare au un atom central superoctet.

Nemetalele începând din perioada 3 și mai departe sunt predispuse la acest lucru.Halogenii, sulful și fosforul sunt infractori repetate, în timp ce toți compușii gazelor nobile sunt superocetați. Astfel, sulful poate avea o valență de +6, fosfor +5 și halogenii +1, +3, +5 și +7. Rețineți că aceștia sunt încă compuși covalenți. Valența se aplică și legăturilor covalente. „>

În chimie și în știință în general, există multe modalități de a explica aceeași regulă empirică. Aici, ofer o imagine de ansamblu foarte ușoară asupra chimiei cuantice: ar trebui să fie destul de lizibilă la nivel de începător, dar nu va explica în cel mai profund mod motivele existenței cochiliilor electronice.

„regula” pe care o citați este cunoscută sub numele de regula octetului , iar una dintre formulările sale este că

atomi de joasă ( Z < 20) numărul atomic are tendința de a se combina astfel încât fiecare să aibă opt electroni în cochiliile de valență

Veți observa că nu este vorba în mod specific de o valență maximă (adică numărul de electroni din carcasa de valență), ci de o valență preferată în molecule. Este folosit în mod obișnuit pentru a determina structura Lewis a moleculelor.

Cu toate acestea, regula octetului nu este sfârșitul poveștii. Dacă vă uitați la hidrogen (H) și heliu (He), veți vedea că nu preferați o valență cu opt electroni, ci o valență cu doi electroni: formează H de ex. H ₂ , HF, H ₂ O, He (care are deja doi electroni și nu „formează molecule). Aceasta se numește regula duet . Mai mult, elemente mai grele, inclusiv toate metale de tranziție respectă regula cu 18 electroni atunci când formează complexe metalice. Acest lucru se datorează naturii cuantice a atomilor, unde electronii sunt organizați în cochilii : primul (denumit învelișul K) are 2 electroni, al doilea (învelișul L) are 8, al treilea (învelișul M) are 18. Atomii se combină în molecule încercând în cele mai multe cazuri să aibă electroni de valență care să umple în întregime o înveliș.

În cele din urmă, există elemente care, în unii compuși chimici, încalcă regulile duet / octet / 18-electron.Excepția principală este familia molecule hipervalente , în care un element de grup principal are nominal mai mult de 8 electroni în învelișul său de valență. Fosforul și sulful sunt cel mai frecvent predispuse la formarea moleculelor hipervalente, inclusiv $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , și așa mai departe. Unele alte elemente care se pot comporta și în acest fel includ iod (de exemplu, în $ \ ce {IF7} $), xenon (în $ \ ce {XeF4} $) și clor (în $ \ ce {ClF5} $). (Această listă nu este „exhaustivă.)

Răspunsul lui Gavin Kramar explică modul în care astfel de molecule hipervalente pot apărea în ciuda faptului că aparent sparg octetul regulă.

Comentarii

• Aceasta poate fi o problemă de definiție dacă persoana care solicită este în liceu sau este absolvent recent. Primele trei ediții actuale ale manualelor de liceu pe care le-am scos de pe raft (AP și începutul chimiei) folosesc definiția electronilor de valență ca ” electroni în cel mai înalt nivel de energie principal ocupat „.
• Rețineți că regula 18electron / EAN nu este respectată întotdeauna .. Complexele paramagnetice, octaedrice, nu o respectă niciodată . Pot ‘ t. Nici complexele plane tetraedrice / pătrate nu pot. De obicei, acestea sunt încă superoctete.
• @ManishEarth Sunt foarte îngrijorat de unele dintre răspunsurile date pe SE care acoperă conceptele de structură electronică. Mă întreb dacă ar fi util să începem o meta discuție despre cum să răspundem la ” de ce ” întrebări din 1900 ‘ s teoria legăturii chimice – răspunsul ar trebui să fie în termeni ale vechilor reguli chimice sau din punct de vedere al mecanicii cuantice?
• Există unele molecule cu heliu. De exemplu, hidrură de heliu.

Ceva care merită adăugat la această discuție pe care „m-a surprins că nu” a fost menționat despre astfel de molecule „hipervalente”, cum ar fi $ \ ce {SF6} $.

Unul dintre profesorii mei de la universitate m-a informat că explicația comună (că orbitalele d goale sunt goale și sunt astfel accesibile) este de fapt cel mai probabil incorect. Aceasta este o explicație de model vechi, care este învechită, dar este din anumite motive predată continuu în școli. Un citat din articol Wikipedia despre hibridizarea orbitală :

În 1990, Magnusson a publicat o lucrare seminală care exclude definitiv rolul hibridizării d-orbitale în legătura în compuși hipervalenți ai elementelor din al doilea rând.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

Când te uiți efectiv la numere, energia asociată cu acei orbitali este semnificativ mai mare decât energia de legătură găsită experimental în molecule ca $ \ ce {SF6} $, ceea ce înseamnă că este foarte puțin probabil ca orbitalii d să fie implicați deloc în acest tip de structură moleculară.

Acest lucru ne lasă blocat, de fapt, cu octetul regulă. Deoarece $ \ ce {S} $ nu poate ajunge în orbitalele sale d, nu poate avea mai mult de 8 electroni în valența sa (consultați alte discuții de pe această pagină pentru definiții ale valenței etc., dar după definiția cea mai de bază, da, doar 8 ). Explicația comună este ideea unei legături 4-electronice centrate pe 3, care este în esență ideea că sulful și doi fluoruri la 180 de grade distanță împart doar 4 electroni între orbitalii lor moleculari.

O modalitate de a înțelege acest lucru este de a lua în considerare o pereche de structuri de rezonanță în care sulful este legat covalent de un $ \ ce {F} $ și ionic de celălalt:

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

Când calculați media acestor două structuri, veți observa că sulful menține o sarcină pozitivă și că fiecare fluor are un fel de sarcină „pe jumătate”. De asemenea, rețineți că sulful are doi electroni asociați cu acesta în ambele structuri, ceea ce înseamnă că s-a legat cu succes de doi fluori în timp ce acumulează doar doi electroni. Motivul pentru care trebuie să se afle la 180 de grade se datorează geometriei orbitalelor moleculare, care depășește sfera acestui răspuns.

Deci, doar pentru a revizui, ne-am legat de doi fluori la sulf acumulând doi electroni și o sarcină pozitivă pe sulf. Dacă am legat restul de patru fluoruri de la $ \ ce {SF6} $ în mod covalent normal, am ajunge în continuare cu 10 electroni în jurul sulfului. Deci, utilizând o altă pereche de legături electronice 3-centru-4, obținem 8 electroni (umplând atât orbitalele de valență s, cât și p), precum și o taxă de + 2 $ pe sulf și o taxă de -2 $ distribuită în jurul patru fluoruri implicate în legătura 3c4e.(Desigur, toți fluorurile trebuie să fie echivalente, astfel încât sarcina va fi distribuită de fapt în jurul tuturor fluorurilor dacă luați în considerare toate structurile de rezonanță).

De fapt, există o mulțime de dovezi pentru susține acest stil de legare, dintre care cel mai simplu se observă privind lungimile legăturilor în molecule precum $ \ ce {ClF3} $ (geometrie în forme de T), unde cele două fluoruri aflate la 180 de grade unul de celălalt au o legătură puțin mai lungă lungimea la clor decât o fac celelalte fluoruri, indicând o cantitate slabă de covalență în cele două legături $ \ ce {Cl-F} $ (rezultatul unei medii a unei legături covalente și ionice).

sunteți interesați de detaliile orbitalilor moleculari implicați, vă recomandăm să citiți acest răspuns .

TL; Hipervalența DR nu este cu adevărat există și a avea mai mult de $ \ ce {8 e -} $ în metale non-tranziționale este mult mai greu decât ați crede.

Comentarii

• După cum am menționat mai devreme, acesta este răspunsul aici.

Această întrebare poate fi dificil de răspuns deoarece există sunt câteva definiții ale electronilor de valență. Unele cărți și dicționare definesc electronii de valență ca „electroni cu coajă exterioară care participă la legarea chimică” și, prin această definiție, elementele pot avea mai mult de 8 electroni de valență, așa cum se explică prin F „x.

Unele cărți și dicționare definesc electroni de valență ca „electroni în cel mai înalt nivel de energie principală”. Prin această definiție, un element ar avea doar 8 electroni de valență, deoarece orbitalele $ n-1 $ $ d $ se umple după orbitalele $ n $ $ s $ și apoi $ n $ $ p $ orbitali de umplere. Deci, cel mai înalt nivel principal de energie, $ n $, conține electronii de valență. Prin această definiție, metalele de tranziție au toate fie 1, fie 2 electroni de valență (în funcție de câți electroni sunt în $ s $ vs. $ d $ orbitali).

Exemple:

• Ca cu doi electroni $ 4s $ ar avea doi electroni de valență (electroni din al patrulea nivel de energie principal) .
• Sc cu doi electroni $ 4s $ și un electron $ 3d $ vor avea doi electroni de valență.
• Cr cu un electron $ 4s $ și cinci $ 3d $ elect ronii vor avea un electron de valență.
• Ga cu doi electroni de $ 4s $, zece electroni $ 3d $ și un electron de $ 4p $ ar avea trei electroni de valență.

Prin cealaltă definiție, ei ar putea avea mai mulți, deoarece au mai mulți electroni „înveliș exterior” (până când învelișul $ d $ este umplut).

Utilizarea definiției „cel mai înalt nivel de energie principală” pentru electronii de valență vă permite să preziceți corect comportamentul paramagnetic al ionilor metalelor de tranziție, deoarece electronii de valență (electronii $ d $) se pierd mai întâi atunci când un metal de tranziție formează un ion.

Există o mare diferență între o „regulă” și o lege a naturii. „Regula octetului” este un concept de începutul secolului trecut care a reușit cumva să intre în cărțile introductive de chimie și nu a fost niciodată dat afară odată cu apariția mecanicii cuantice moderne. (Dovadă circumstanțială: este imposibil să identificați electronii individuali pentru a le eticheta „valență” sau „nu valență”.)

Prin urmare, nu veți găsi niciun răspuns bazat pe dovezi fizice care să arate de ce / de ce nu o regulă care nu se bazează pe dovezi fizice va fi valabilă.

Atomii își iau configurația spațială deoarece se întâmplă să fie o circumstanță favorabilă electrostatic, nu pentru că electronii se folosesc ca „sloturi”.

Comentarii

• Probabil a intrat pentru că a fost ușor de explicat foarte mult cu conceptul și nu ‘ t să fie dat afară pentru că poate explica încă multe într-un mod foarte simplu, fiind suficient de aproape de adevăr în timp ce faceți acest lucru. De asemenea, deși s-ar putea să nu fie posibil să identificați electroni , este posibil să calculați orbitali , adică perechi de electroni și prin jonglerie cu hibridizare și amestecare, atribuindu-i fie orbitalilor de bază , fie orbitalilor de valență , aceștia din urmă centrând le pe o legătură / atom și oferind un tip de soluție cu patru per atom.

De ce 8? nu a fost abordat cu adevărat de răspunsurile de mai sus și, deși este tangențial la întrebare, este oarecum important să fie luat în considerare. În general, dar nu întotdeauna, atomii reacționează pentru a forma „cochilii” cuantice complete, electronii interacționând cu toți orbitalii lor.

Numărul cuantic principal ($ n $) determină numărul cuantic maxim azimutal ($ l $), în sensul că $ l $ poate lua valori între $ 0 $ și $ n-1 $. Astfel, pentru primul rând, $ n = 1 $ și $ l = 0 $. Pentru al doilea rând, $ n = 2 $ deci $ l = 0,1 $. Pentru al treilea rând, $ n = 3 $, deci $ l = 0, 1, 2 $.

Numărul cuantic azimutal $ l $ determină intervalul posibilelor numere cuantice magnetice ($ m_l $), care se află în intervalul $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Deci, pentru primul rând, $ m_l = 0 $. Pentru al doilea rând, când $ n = 2 $ și $ l = 1 $, atunci $ m_l = -1, 0, 1 $.Pentru al treilea rând, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

În cele din urmă, numărul cuantic de rotire $ m_s $ poate fi $ + 1/2 / $ sau $ -1 / 2 $.

Numărul de electroni care pot umple fiecare coajă este egal cu numărul de combinații de numere cuantice. Pentru $ n = 2 $, acesta este

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

pentru un în total 8 electroni.

Th Al doilea rând conține „compuși organici”, dintre care milioane sunt cunoscuți, deci există frecvent o tendință în predarea chimiei să se concentreze asupra „regulii octetului”. De fapt, există o regulă duet care trebuie luată în considerare pentru hidrogen, heliu (și litiu care dimerizează în faza gazoasă) și „regula celor 18” pentru metalele de tranziție. Acolo unde lucrurile devin „vâlvătești” sunt siliciu prin clor. Acești atomi pot forma o coajă cuantică completă prin regula octetului sau pot „extinde” octetii lor și pot fi guvernate de regula 18. Sau situații intermediare, cum ar fi hexafluorura de sulf.

Rețineți, aceasta este o simplificare grosolană, deoarece acești orbitali atomici se amestecă pentru a forma orbitali moleculari, dar numărul orbitalilor atomici influențează și se corelează direct cu numărul orbitalelor moleculare rezultate, astfel încât combinația numerelor cuantice atomice oferă încă câteva informații interesante. / p>

Comentarii

• Fapt distractiv: Lewis nu a inventat niciodată termenul ” Regula octetului „. El a numit-o pur și simplu regula a doi și a afirmat că pentru multe elemente sunt folosite patru perechi de electroni pentru legare.

Să aruncăm o privire la tabelul periodic: în primul rând, există doar două elemente: hidrogen și heliu. Nu respectă o regulă de octet. Hidrogenul poate avea maximum doi electroni pe orbitalul de valență. Se pare că regula octetului nu este exclusivă, ceea ce înseamnă că nu este singura regulă care ajută la înțelegerea structurii lui Lewis și a configurației electronice. Atunci de ce folosim regula octetului?

Fiecare perioadă din tabelul periodic reprezintă o înveliș de energie a unui atom. Prima perioadă reprezintă învelișul K, primul nivel de energie, care are doar orbitalul s. Fiecare orbital poate fi umplut doar cu 2 electroni, ambii cu o rotație cuantică în direcții opuse. Astfel, numărul maxim de electroni posibil pentru primul nivel de energie, K, este 2. Acest lucru se reflectă în faptul că Heliul este un gaz nobil, dar conține doar 2. Al doilea nivel de energie, L, are orbitalul s și orbitalii suplimentari de 3 p. Acestea adună până la patru orbitali sau 8 electroni. Deoarece elementele cele mai frecvent utilizate sunt în a doua și a treia perioadă, regula octetului este utilizată frecvent.

Elementele celui de-al treilea nivel de energie sunt foarte asemănătoare. Ei încă respectă regula octetului, pentru că, chiar dacă acum au orbitalii de 5 d, nu trebuie completat niciun orbital. Configurația electronică arată că 4s este umplut înainte de 3d, deci nu trebuie să umple orbitalul, astfel că, de obicei, respectă regula octetului. s comment refer refer) nu se limitează la regula octetului. Pot forma molecule hipervalente în anumite cazuri în care se utilizează orbitalul și se umple – nu este cazul tuturor moleculelor aparente hipervalente, SF6 nu este hipervalent, folosește legături ionice slabe și polaritate, dar există încă molecule hipervalente acolo. Va depinde întotdeauna de starea care este mai convenabilă în ceea ce privește electrostatica.

La cel de-al patrulea nivel de energie, există f orbitali introduși, dar nu suntem nici măcar aproape de a le umple în acel moment, deoarece mai întâi trebuie să umplem d orbitalii. Orbitalii de 5 d semnifică 10 electroni, plus cei opt din regula octetului, însumează până la 18. Acesta este motivul pentru care există 18 coloane în tabelul periodic. Acum, o nouă regulă se suprapune și aceasta este binecunoscuta regulă cu 18 electroni, care a fost menționată mai sus. Metalele de tranziție respectă această regulă cu mai multă frecvență, deși există ocazii în care încă respectă regula octetului.În acest moment, cu atât de mulți orbitali de umplut și cu electrostatice care joacă un rol în configurația electronică, putem obține cationi diferiți din același element cu anumite metale. De aceea nu discută despre starea de oxidare cu metale de tranziție, așa cum fac cu primele trei rânduri ale tabelului.

Comentarii

• Bine ați venit la Chemistry SE, răspunsul dvs. din păcate nu ‘ nu adaugă mult la lucrurile anterioare. Și explicația dvs. despre SF6 este greșită imo.