Kan en atom ha mer än 8 valenselektroner? Om inte, varför är 8 gränsen?

2017-10-27 Uppdatera

[OBS: Min tidigare notation- fokuserat svar, oförändrat, ligger under den här uppdateringen.]

Ja. Medan en oktett med valenselektroner skapar ett exceptionellt djupt energiminimalt för de flesta atomer, är det bara ett minimum, inte ett grundläggande Om det finns tillräckligt starka kompenserande energifaktorer kan även atomer som starkt föredrar oktetter bilda stabila föreningar med mer (eller mindre) än de 8 valensskalelektronerna.

Samma bindningsmekanismer som möjliggör bildning av valensskal med större än 8 möjliggör också alternativa strukturella tolkningar av sådana skal, mest beroende på om sådana bindningar tolkas som joniska eller kovalenta. Manishearths utmärkta svar utforskar denna fråga mycket mer detaljerat än jag gör här.

Svavelhexafluorid, $ \ ce {SF6} $, ger ett härligt exempel på denna tvetydighet. Som jag beskrev schematiskt i mitt ursprungliga svar kan den centrala svavelatomen i $ \ ce {SF6} $ tolkas som antingen:

(a) En svavelatom i vilken alla 6 av dess valenselektroner har varit helt joniserat bort av sex fluoratomer, eller

(b) En svavelatom med ett stabilt, högsymmetriskt 12-elektronvalensskal som både skapas och stabiliseras av sex oktaederalt placerade fluoratomer, var och en kovalent delar ett elektronpar med den centrala svavelatomen.

Även om båda dessa tolkningar är troliga ur ett rent strukturellt perspektiv, har joniseringstolkningen allvarliga problem.

Det första och största problemet är att fullständigt joniserande alla 6 svavelvalenselektroner skulle kräva energinivåer som är orealistiska (”astronomiska” kan vara ett mer passande ord).

En andra fråga är att stabiliteten och den rena oktaedriska symmetrin på $ \ ce {SF6} $ antyder starkt att de 12 elektronerna runt svavelatomen har nått en stabil, väl definierat energiminimi som skiljer sig från dess vanliga oktettstruktur.

Båda punkterna antyder att den enklare och mer energetiskt noggranna tolkningen av svavelvalensskalet i $ \ ce {SF6} $ är att den har 12 elektroner i en stabil, icke-oktettkonfiguration.

Observera också att för svavel är detta 12-elektronstabila energiminimum inte relaterat till det större antalet valensrelaterade elektroner som ses i övergångselementskal, eftersom svavel helt enkelt inte har tillräckligt med elektroner för att komma åt de mer komplexa orbitalerna. Det 12 elektronvalensskalet på $ \ ce {SF6} $ är istället en sann böjning av reglerna för en atom som i nästan alla andra omständigheter föredrar att ha en oktett med valenselektroner.

Det är därför min det övergripande svaret på den här frågan är helt enkelt ”ja”.

Fråga: Varför är oktetter speciella?

Baksidan av om stabila icke-oktettvalensskal existerar är detta: Varför tillhandahåller oktettskal ett energiminimum som är så djupt och universellt att hela det periodiska systemet är strukturerat i rader som slutar (förutom helium) med ädelgaser med oktetvalensskal?

I ett nötskal, anledningen är att för varje energinivå ovanför specialfallet för $ n = 1 $ skalet (helium) är det ”slutna skalet” orbitaluppsättningen $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ den enda kombination av orbitaler vars vinkelmoment är (a) alla inbördes ortogonala, och (b) täcker alla sådana ortogonala möjligheter för tredimensionellt utrymme.

Det är denna unika ortogonala uppdelning av vinkelmomentalternativ i 3D-utrymme som gör $ \ {s, p_x, p_y, p_z \} $ orbitaloktet både särskilt djup och relevant även i de högsta energiskallen. Vi ser det fysiska beviset på detta i ädelgasernas slående stabilitet.

Orsaken till att vinkelmomenttillstånden är så viktigt vid atomskalor är Pauli-uteslutningsprincipen, som kräver att varje elektron har sin egen unikt tillstånd. Att ha ortogonala vinkelmomenttillstånd ger ett särskilt rent och enkelt sätt att åstadkomma en stark tillståndsseparation mellan elektronorbitaler, och därmed undvika de större energipåföljderna med Pauli-uteslutning. väsentligt mindre attraktivt energiskt. Eftersom de tvingar fler orbitaler att dela samma sfäriska utrymme som de helt ortogonala $ p_x $, $ p_y $ och $ p_d $ orbitalerna i oktetten, blir $ d $, $ f $ och högre orbitaler allt mindre ortogonala, och därmed föremål för ökade påföljder för Pauli-uteslutning.

En sista anmärkning

Jag kan senare lägga till ytterligare ett tillägg för att förklara vinkelkraftens ortogonalitet i termer av klassiska, satellitbaserade cirkulära banor. Om jag gör det, lägger jag också till lite förklaring till varför orbitalerna på $ p $ har så bisarrt olika hantelformer.

(Ett tips: Om du någonsin har sett att människor skapar två slingor i ett enda hopprep, ekvationerna bakom sådana dubbla slingor har oväntade likheter med ekvationerna bakom $ p $ orbitaler.)

Original 2014-svaret (oförändrat )

Detta svar är avsett att komplettera Manishearths tidigare svar , snarare än tävla med det. Mitt mål är att visa hur oktettregler kan vara till hjälp även för molekyler som innehåller mer än det vanliga komplementet av åtta elektroner i sitt valensskal.

Jag kallar det donationsnotation och det går tillbaka till min gymnasium dagar då ingen av kemin i texterna i mitt småstadsbibliotek brydde sig om att förklara hur syrebindningarna fungerade i anjoner som karbonat, klorat, sulfat, nitrat och fosfat.

Idén bakom denna notation det är enkelt. Du börjar med elektronpunktsnotationen och lägger sedan till pilar som visar om och hur andra atomer ”lånar” varje elektron. En punkt med en pil betyder att elektronen ”tillhör” huvudsakligen till atomen vid pilens bas, men används av en annan atom för att komplettera atomens oktett. En enkel pil utan någon punkt indikerar att elektronen har effektivt lämnat den ursprungliga atomen. I så fall är elektronen inte längre fäst vid pilen alls utan visas istället som en ökning av antalet valenselektroner i atomerna i slutet av pilen.

Här är exempel som använder bordssalt (joniskt) och syre (kovalent):

Meddelande att den joniska bindningen av $ \ ce {NaCl} $ uppträder helt enkelt som en pil, vilket indikerar att den har ”donerat” sin yttersta elektron och fallit tillbaka till sin inre elektronoktett för att tillfredsställa sina egna fullbordande prioriteringar. (Sådana inre oktetter är aldrig visat.)

Kovalenta bindningar inträffar när varje atom bidrar med en elektron till en bindning. Donationsnotation visar båda elektronerna, så dubbelbundet syre hamnar med fyra pilar mellan atomerna.

Donationsnotation behövs dock inte för enkla kovalenta bindningar. Den är avsedd mer för att visa hur bindning fungerar i anjoner. Två nära besläktade exempel är kalciumsulfat ($ \ ce {CaSO4} $, bättre känt som gips) och kalciumsulfit ($ \ ce {CaSO3} $, ett vanligt konserveringsmedel för livsmedel. ):

I dessa exempel donerar kalcium via en mestadels jonbindning, så dess bidrag blir ett par pilar som donerar två elektroner till anjonens kärna och fullbordar svavelatomens oktett. Syreatomerna fäster sig sedan till svavlet och ”lånar” hela elektronpar, utan att verkligen bidra med något i gengäld. Denna lånemodell är en viktig faktor för varför det kan finnas mer än en anjon för grundämnen som svavel (sulfater och sulfiter) och kväve (nitrater och nitrit). Eftersom syreatomerna inte behövs för att den centrala atomen ska kunna skapa en full oktett är det möjligt för några av paren i den centrala oktetten att förbli fästa. Detta resulterar i mindre oxiderad anio ns såsom sulfiter och nitriter.

Slutligen är ett mer tvetydigt exempel svavelhexafluorid:

Bilden visar två alternativ. Bör $ \ ce {SF6} $ modelleras som om svavlet är en metall som ger upp alla sina elektroner till de hyperaggressiva fluoratomerna (alternativ a), eller som ett fall där oktettregeln viker för en svagare men fortfarande fungerande 12-elektronregel (alternativ b)? Det finns viss kontrovers även idag om hur sådana ärenden ska hanteras. Donationsnotationen visar hur ett oktettperspektiv fortfarande kan tillämpas på sådana fall, men det är aldrig en bra idé att förlita sig på första ordningens approximationsmodeller för sådana extrema fall.

04-04-2014 Uppdatera

Slutligen, om du är trött på prickar och pilar och längtar efter något närmare standardvalensbindningsnotation , dessa två ekvivalenser är till nytta:

Den övre raka ekvivalensen är trivialt eftersom den resulterande linjen är identisk i utseende och betydelse med den normala kovalenta bindningen för organisk kemi.

Den andra u-bindningen notationen är den nya. Jag uppfann det av frustration i gymnasiet på 1970-talet (ja jag är så gammal), men gjorde aldrig någonting med det just nu.

Den största fördelen med u-bond notation är att den låter dig prototypa och bedöma icke-standardiserade bindningsförhållanden medan du bara använder standard atomvalenser. Som med den raka linjära kovalenta bindningen representerar linjen som bildar u-bindningen ett enda elektronpar. I en u-bindning är det emellertid atomen längst ner i U som donerar båda elektronerna i paret. Atomen får ingenting ur affären, så inget av dess bindningsbehov ändras eller uppfylls. Denna brist på slutförande av bindning representeras av frånvaron av någon linje som slutar på den sidan av u-bindningen.

Tiggareatomen längst upp i U får använda båda av elektronerna gratis, vilket i sin tur betyder att två av dess valensbindningsbehov tillgodoses. Notationsmässigt återspeglas detta av det faktum att båda linjeändarna på U är bredvid den atomen.

Sammantaget säger atomen längst ner i en u-bindning ”Jag don ”gillar inte det, men om du är det desperat efter ett par elektroner, och om du lovar att stanna väldigt nära, kommer jag att låta dig hänga på ett par elektroner från min redan färdiga oktet. ”

Kolmonoxid med sin förvirrande” varför har kol plötsligt en valens på två? ” struktur visar snyggt hur u-bindningar tolkar sådana föreningar i termer av mer traditionella bindningsnummer:

Observera att två av kolens fyra bindningar löses genom standard kovalenta bindningar med syre, medan de återstående två kolbindningarna löses genom bildandet av en u- bindning som låter tiggarkolet ”dela” ett av elektronparen från syre som redan är full oktett. Kol slutar med fyra radändar, som representerar dess fyra bindningar, och syre slutar med två. Båda atomerna uppfyller således sina standardbindningsantal.

En annan mer subtil insikt från denna figur är att eftersom en u-bindning representerar ett enda elektronpar, är kombinationen av en u-bindning och två traditionella kovalenta bindningar mellan kol- och syreatomerna involverar totalt sex elektroner, och bör därför ha likheter med sexelektron-trippelbindningen mellan två kväveatomer. Denna lilla förutsägelse visar sig vara korrekt: kväve- och kolmonoxidmolekyler är i själva verket elektronkonfigurationshomologer, en av konsekvenserna är att de har nästan identiska fysikaliska kemiska egenskaper.

Nedan följer några fler exempel om hur u-bindningsnotering kan få anjoner, ädelgasföreningar och udda organiska föreningar att verka lite mindre mystiska:

Kommentarer

• Jag beklagar att jag måste göra en kritisk kommentar om en så högt rankad svar, men detta är inte ett svar på frågan, utan snarare en missvisning av en alternativ grafisk framställning av resonansstrukturer.
• Jag måste andra @Eric ’ s kommentar. Det är olyckligt att detta är ett så högt röstat svar som främjar ett koncept som är alldeles för enkelt. Speciellt efter uppdateringen är ” u ” notationen för koldioxid ingen mening alls. Detta är en mycket komplicerad molekyl och den så kallade ” u-bindningen ” skiljer sig inte från den traditionella bindningen.
• @TerryBollinger Ett exempel på en atom som har mer än 8 valenselektroner är en övergångsmetall. Andra inkluderar aktiniderna och lantaniderna. Vi behöver verkligen inte ’ ett 4D-universum för att ha atomer med mer än 8 valenselektroner.
• Jag kan faktiskt inte tro att detta svar blev värre än att det ursprungligen var. Med ditt 12 elektronvalensfall måste du också inkludera förutsättningen för det: att ha elektroner i d-orbitaler av svavel; som har motbevisats ett par gånger. (Utökad oktett, hypervalens för att namnge utlösarorden.) Dessutom är det absolut onödigt att beskriva bindning på det sättet, liksom resonans, och kombinationen av 3c2e och 3c4e-bindningar är också en onödig krycka, men åtminstone att ’ är inte helt fel. Obligationer kan ha kovalenta och joniska bidrag.
• Det finns för närvarande minst tre svar som redan gör det. Tyvärr är de inte skrivna så bedrägligt enkla som din, för det är helt enkelt inte så enkelt som du presenterar. Det är just dessa svar, som håller livslånga vetenskapliga myter levande. Det enda sättet att bekämpa det är att säga till dig: Du har fel.

Ja, det kan det. Vi har molekyler som innehåller ”superoctetatomer”. Exempel:

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

Nästan alla samordningsföreningar har en superoctet-centralatom.

Icke-metaller från och med period 3 är också benägna att detta.Halogener, svavel och fosfor är upprepade förövare, medan alla ädelgasföreningar är superoctet. Således kan svavel ha en valens av +6, fosfor +5 och halogenerna +1, +3, +5 och +7. Observera att dessa fortfarande är kovalenta föreningar -värdigheten gäller också för kovalenta bindningar.

Anledningen till att detta inte ses vanligtvis är följande. ”>

Inom kemi och i vetenskap i allmänhet finns det många sätt att förklara samma empiriska regel. Här ger jag en översikt som är mycket lätt på kvantkemi: den bör vara ganska läsbar på nybörjarnivå, men kommer inte att förklara på sitt djupaste sätt orsakerna till att det finns elektroniska skal.

Den ”regel” du citerar kallas oktettregel , och en av dess formuleringar är att

atomer med låga ( Z < 20) atomnummer tenderar att kombineras på ett sådant sätt att de var och en har åtta elektroner i sina valenskal

Du kommer att märka att det inte handlar specifikt om en maximal valens (dvs. antalet elektroner i valensskalet), utan en föredragen valens i molekyler. Det används ofta för att bestämma Lewis-strukturen för molekyler.

Men oktettregeln är inte slutet på berättelsen. Om du tittar på väte (H) och helium (He) ser du att inte föredrar en åtta-elektronvalens, utan en två-elektronvalens: H bildar t.ex. H ₂ , HF, H ₂ O, He (som redan har två elektroner och inte bildar molekyler). Detta kallas duettregel . Dessutom tyngre element inklusive alla övergångsmetaller följ det passande namnet 18-elektronregeln när de bildar metallkomplex. Detta beror på kvantiteten hos atomerna, där elektroner är organiserade i skal : den första (med namnet K-skal) har 2 elektroner, den andra (L-skal) har 8, den tredje (M-skal) har 18. Atomer kombineras i molekyler genom att i de flesta fall försöka ha valenselektroner som helt fyller ett skal.

Slutligen finns det element som i vissa kemiska föreningar bryter mot reglerna för duett / oktett / 18-elektron.Huvudundantaget är familjen med hypervalenta molekyler , där ett huvudgruppelement nominellt har mer än 8 elektroner i sitt valensskal. Fosfor och svavel är oftast benägna att bilda hypervalenta molekyler, inklusive $ \ ce {PCl5} $, $ \ ce {SF6} $, $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ , och så vidare. Några andra element som också kan bete sig på detta sätt inkluderar jod (t.ex. i $ \ ce {IF7} $), xenon (i $ \ ce {XeF4} $) och klor (i $ \ ce {ClF5} $). (Den här listan är inte ”uttömmande.)

Gavin Kramars svar förklarar hur sådana hypervalenta molekyler kan uppstå trots att de uppenbarligen bryter oktetten regel.

Kommentarer

• Detta kan vara en definitionsfråga om askaren går i gymnasiet eller är nyutexamen. De första tre nuvarande utgåvorna av gymnasiet läroböcker som jag drog från hyllan (AP och börjande kemi) använder definitionen för valenselektroner som ” elektroner i högsta upptagna huvudenerginivå ”.
• Observera att 18electron / EAN-regeln inte är ’ t alltid följt .. Paramagnetiska, oktaedriska komplex följer den aldrig . De kan ’ t. Inte heller kan tetraedriska / kvadratiska plana komplex. Dessa är dock vanligtvis fortfarande superoktet.
• @ManishEarth I ’ Jag är mycket orolig för några av svaren på SE som täcker elektroniska strukturbegrepp. Jag undrar om det skulle vara användbart att inleda en metadiskussion om hur man svarar på ” varför ” frågor från 1900 ’ s kemiska bindningsteori – ska svaret vara i termer av de gamla kemiska reglerna eller i termer av kvantmekanik?
• Det finns några molekyler med helium. Till exempel Helium Hydride.

Något som är värt att lägga till den här diskussionen som jag förvånade inte har har nämnts om sådana ”hypervalenta” molekyler som $ \ ce {SF6} $.

En av mina professorer vid universitetet informerade mig om att den vanliga förklaringen (att de tomma d-orbitalerna är tomma och därmed är tillgängliga) är faktiskt sannolikt felaktigt. Detta är en gammal modellförklaring som är inaktuell men som av någon anledning fortlöpande undervisas i skolorna. Ett citat från Wikipedia-artikel om orbital hybridisering :

1990 publicerade Magnusson ett banbrytande arbete som definitivt utesluter rollen av d-orbital hybridisering vid bindning i hypervalenta föreningar av andra radelement.
( J. Am. Chem. Soc. 1990, 112 (22), 7940–7951. DOI: 10.1021 / ja00178a014 .)

När du faktiskt tittar på siffrorna är energin associerad med dessa orbitaler betydligt högre än den bindningsenergi som finns experimentellt inom molekyler som $ \ ce {SF6} $, vilket innebär att det är mycket osannolikt att d-orbitalerna alls är inblandade i denna typ av molekylär struktur.

Detta lämnar oss faktiskt fast vid oktetten regel. Eftersom $ \ ce {S} $ inte når sina d-orbitaler, kan den inte ha mer än 8 elektroner i sin valens (se andra diskussioner på denna sida för definitioner av valens etc, men med den mest grundläggande definitionen, ja, bara 8 ). Den vanliga förklaringen är tanken på en 3-centrerad 4-elektronbindning, vilket i huvudsak är tanken att svavel och två fluorer 180 grader från varandra delar endast 4 elektroner mellan sina molekylära orbitaler.

Ett sätt att förstå detta är att överväga ett par resonansstrukturer där svavel är kovalent bunden till en $ \ ce {F} $ och joniskt till den andra:

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

När du beräknar dessa två strukturer, kommer du att märka att svavel upprätthåller en positiv laddning och att varje fluor har en slags ”halv” laddning. Observera också att svavel endast har två elektroner associerade med det i båda strukturerna, vilket innebär att det framgångsrikt har bundits till två fluorer medan det bara ackumulerats två elektroner. Anledningen till att de måste vara 180 grader från varandra beror på geometrin hos de molekylära orbitalerna, som ligger utanför räckvidden för detta svar.

Så, bara för att granska, har vi bundits till två fluorer till svavel som ackumulerar två elektroner och en positiv laddning på svavel. Om vi binder de återstående fyra fluoriderna från $ \ ce {SF6} $ på det normala kovalenta sättet, slutar vi fortfarande med 10 elektroner runt svavel. Genom att använda ytterligare ett 3-centrum-4-elektronbindningspar uppnår vi åtta elektroner (fyller både s- och p-valensorbitalerna) samt en $ + 2 $ laddning på svavlet och en $ -2 $ laddning fördelad runt fyra fluorer involverade i 3c4e-bindningen.(Naturligtvis måste alla fluorerna vara likvärdiga, så att laddningen faktiskt kommer att fördelas runt alla fluorerna om man tar hänsyn till alla resonansstrukturerna.

Det finns faktiskt mycket bevis för stödja denna bindningsstil, vars enklaste observeras genom att titta på bindningslängder i molekyler som $ \ ce {ClF3} $ (T-former geometri), där de två fluorerna 180 grader från varandra har en något längre bindning längd till klor än de andra fluorerna, vilket indikerar en försvagad mängd kovalens i dessa två $ \ ce {Cl-F} $ -bindningar (ett resultat av en genomsnittlig kovalent och jonbindning).

Om du är intresserad av detaljerna om de involverade molekylära orbitalerna, kanske du vill läsa detta svar .

TL; DR Hypervalency egentligen inte t finns, och att ha mer än $ \ ce {8 e -} $ i icke-övergångsmetaller är mycket svårare än du skulle tro.

Kommentarer

• Som jag nämnde tidigare är detta svaret här.

Den här frågan kan vara svår att svara på eftersom det finns är ett par definitioner av valenselektroner. Vissa böcker och ordböcker definierar valenselektroner som ”yttre skalelektroner som deltar i kemisk bindning” och enligt denna definition kan element ha mer än 8 valenselektroner som förklaras av F ”x.

Vissa böcker och ordböcker definierar valenselektroner som ”elektroner i den högsta huvudsakliga energinivån”. Enligt denna definition skulle ett element endast ha 8 valenselektroner eftersom $ n-1 $ $ d $ orbitalerna fylls efter $ n $ $ s $ orbitalerna och sedan $ n $ $ p $ orbitaler fylls. Så, den högsta huvudsakliga energinivån, $ n $, innehåller valenselektronerna. Enligt denna definition har övergångsmetallerna antingen 1 eller 2 valenselektroner (beroende på hur många elektroner som finns i $ s $ kontra $ d $ orbitaler).

Exempel:

• Ca med två $ 4s $ elektroner skulle ha två valenselektroner (elektroner i fjärde huvudenerginivån) .
• Sc med två $ 4s $ elektroner och en $ 3d $ $ elektron kommer att ha två valenselektroner.
• Cr med en $ 4s $ elektron och fem $ 3d $ elect rons kommer att ha en valenselektron.
• Ga med två $ 4s $ elektroner, tio $ 3d $ elektroner och en $ 4p $ elektron skulle ha tre valenselektroner.

Enligt den andra definitionen kan de ha mer eftersom de har fler ”yttre skal” -elektroner (tills $ d $ skalet är fyllt).

Med definitionen ”högsta huvudsakliga energinivå” för valenselektroner kan du korrekt förutsäga det paramagnetiska beteendet hos övergångsmetalljoner, eftersom valenselektroner ($ d $ elektronerna) tappas först när en övergångsmetall bildar en Jon.

Det finns en stor skillnad mellan en ”regel” och en naturlag. ”Oktettregeln” är ett koncept från förra seklet som på något sätt lyckades komma in i inledande kemiböcker och aldrig blev sparkad ut med tillkomsten av modern kvantmekanik. (Bevis: det är omöjligt att identifiera enskilda elektroner för att märka dem ”valens” eller ”inte valens”.)

Därför kommer du inte att hitta något svar baserat på fysiska bevis för varför / varför inte en regel som inte är baserad på fysiskt bevis kommer att gälla.

Atomer tar sin rumsliga konfiguration eftersom det råkar vara en elektrostatiskt gynnsam omständighet, inte för att elektroner använder sig av ”slitsar”.

Kommentarer

• Det kom antagligen in eftersom det var lätt att förklara mycket med konceptet, och det ’ t bli sparkad ut eftersom det fortfarande kan förklara mycket på ett mycket enkelt sätt, vara tillräckligt nära sanningen medan du gör det. Även om det kanske inte går att identifiera elektroner är det möjligt att beräkna orbitaler , dvs. elektronpar och genom att jonglera med hybridisering och blandning, tilldela dem antingen kärnorbitaler eller valensorbitaler , den senare brukar centrab le på en bindning / atom och ger en lösning med fyra per atom.

Varför 8? har inte riktigt tagits upp av ovanstående svar, och även om det är tangentiellt för frågan är det något viktigt att överväga. I allmänhet, men inte alltid, reagerar atomer för att bilda fullständiga kvant ”skal”, med elektroner som interagerar med alla sina orbitaler.

Huvudkvantantalet ($ n $) bestämmer det maximala azimutala kvantantalet ($ l $), i den meningen att $ l $ endast kan ta värden mellan $ 0 $ och $ n-1 $. Således för den första raden, $ n = 1 $ och $ l = 0 $. För den andra raden, $ n = 2 $ så $ l = 0,1 $. För den tredje raden, $ n = 3 $, så $ l = 0, 1, 2 $.

Det azimutala kvantantalet $ l $ bestämmer intervallet för möjliga magnetiska kvantnummer ($ m_l $), som ligger i intervallet $ -l \ leq m_l \ leq + l $. Så för den första raden, $ m_l = 0 $. För den andra raden, när $ n = 2 $ och $ l = 1 $, då $ m_l = -1, 0, 1 $.För den tredje raden, $ n = 3 $, $ l = 0, 1, 2 $, $ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 $.

Slutligen, rotationskvantantalet $ m_s $ kan vara antingen $ + 1/2 $ eller $ -1 / 2 $.

Antalet elektroner som kan fylla varje skal är lika med antalet kombinationer av kvantnummer. För $ n = 2 $ är detta

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

för en totalt 8 elektroner.

Th Den andra raden innehåller ”organiska föreningar”, av vilka miljoner är kända, så det finns ofta en fördom i att lära kemi att fokusera på ”oktettregeln”. I själva verket finns det en duettregel som ska beaktas för väte, helium (och litium som dimeriseras i gasfasen) och ”regeln om 18” för övergångsmetaller. Där saker blir ”vansinniga” är kisel genom klor. Dessa atomer kan bilda ett komplett kvantskal via oktettregeln eller ”expandera” sina oktetter och styras av regeln 18. Eller situationer däremellan, såsom svavelhexafluorid.

Tänk på att detta är en grov förenkling, eftersom dessa atomorbitaler blandas för att bilda molekylära orbitaler, men antalet orbitaler påverkar och korrelerar direkt med antalet resulterande molekylära orbitaler, så kombinationen av atomkvanttal ger fortfarande intressant information. / p>

Kommentarer

• Roligt faktum: Lewis myntade aldrig termen ” Octet-regel ”. Han kallade det helt enkelt regeln två och sade att för många element används fyra elektronpar för bindning.

Låt oss ta en titt på det periodiska systemet: i första raden finns det bara två element: väte och helium. De följer inte en oktettregel. Väte kan bara ha högst två elektroner på valensbana. Det visar sig att oktettregeln inte är exklusiv, vilket betyder att den inte är den enda regel som hjälper till att förstå Lewis-struktur och elektronkonfiguration. Varför använder vi då oktettregeln?

Varje period i det periodiska systemet representerar en atoms energiskal. Den första perioden representerar skalet K, den första energinivån, som bara har s orbital. Varje omlopp kan bara fyllas med 2 elektroner, båda med en kvantsnurrning i motsatt riktning. Således är det maximala antalet elektroner som är möjligt för det första energinivåskalet, K, 2. Detta återspeglas i det faktum att Helium är en ädelgas, men ändå endast innehåller 2. Det andra energinivåskalet, L, har s orbital och de extra 3 p orbitalerna. De lägger till upp till fyra orbitaler eller 8 elektroner. Eftersom de vanligaste elementen finns i den andra och tredje perioden, används oktettregeln ofta.

Element av den tredje energinivån är mycket lika. De följer fortfarande oktettregeln, för även om de nu har 5 d-orbitaler behöver ingen banor fyllas. Den elektroniska konfigurationen visar att 4s är fyllda före 3d, så de behöver inte fylla d-banan, så de följer vanligtvis också oktettregeln. Tredje energinivå skalelement, till skillnad från andra radelement, (se Gavin ” s kommentar för referens) är inte begränsad till oktettregeln. De kan bilda hypervalenta molekyler i vissa fall där användningen som d orbital och fyller – detta är inte fallet med alla uppenbara hypervalenta molekyler, SF6 är inte hypervalent, det använder svaga jonbindningar och polaritet, men det finns fortfarande hypervalenta molekyler där ute. Det kommer alltid att bero på vilket tillstånd som är bekvämare när det gäller elektrostatik.

Vid det fjärde energinivåskalet finns f-orbitaler, men vi är inte ens nära att fylla dem vid den tidpunkten eftersom vi först måste fylla d-orbitalerna. De 5 d orbitalerna betyder 10 elektroner, plus de föregående åtta från oktettregeln, summerar till 18. Detta är anledningen till att det finns 18 kolumner i det periodiska systemet. Nu överlagras en ny regel, och detta är den välkända 18-elektronregeln, som nämndes ovan. Övergångsmetaller följer denna regel med mer frekvens än inte, men det finns tillfällen där de fortfarande följer oktettregeln.Vid denna tidpunkt, med så många orbitaler att fylla, och med elektrostatik som spelar en roll i elektronisk konfiguration, kan vi få olika katjoner från samma element med vissa metaller. Det är också därför de inte diskuterar oxidationstillstånd med övergångsmetaller som de gör med de första tre raderna i tabellen.

Kommentarer

• Välkommen till Chemistry SE, ditt svar lägger tyvärr inte till ’ tidigare saker. Och din förklaring av SF6 är fel imo.