- Mi az oktett szabály?
- Példák az oktett szabályra
- Kivételek az oktett szabály alól
- Oktett szabály és Lewis szerkezet
Elmagyarázzuk, mi az oktettszabály a kémiában, ki volt az alkotója, példák és kivételek. Valamint a Lewis szerkezet.
Mi az oktett szabály?
Ban ben kémiaoktettszabályként vagy oktettelméletként ismert, amely annak magyarázatára szolgál, ahogyan az atomok kémiai elemek egyesíti.
Ezt az elméletet 1917-ben fogalmazta meg Gilbert N. Lewis (1875-1946) amerikai kémiai fizikus, és kifejti, hogy a atomok A különböző elemek általában mindig stabil elektronikus konfigurációt tartanak fenn nyolc elhelyezésével elektronok utolsó energiaszinteden.
Az oktett szabály kimondja, hogy a periódusos rendszerben található különféle kémiai elemek ionjai általában 8 elektronnal egészítik ki utolsó energiaszintjüket. Emiatt, molekulák hasonló stabilitásra tehet szert nemesgázok (az oldal jobb szélén található periódusos táblázat), amelyek elektronszerkezete (utolsó teljes energiaszintjével) nagyon stabillá, azaz nem túl reaktívvá teszi őket.
Így a nagy elektronegativitású elemek (például halogének és amfogének, azaz a táblázat 16. csoportjába tartozó elemek) hajlamosak az elektronokat „nyerni” egészen az oktettig, míg az alacsony elektronegativitással rendelkezők (például alkáli- vagy alkáliföldfém) hajlamosak „elveszít” elektronokat, hogy elérje az oktettet.
Ez a szabály megmagyarázza az atomok kötéseinek egyik módját, és az így létrejövő molekulák viselkedése és kémiai tulajdonságai természetüktől függenek. Így az oktettszabály egy gyakorlati elv, amely sokak viselkedésének előrejelzésére szolgál anyagokat, bár különböző kivételeket is mutat.
Példák az oktett szabályra
Tekintsünk egy CO2 molekulát, amelynek atomjai rendelkeznek vegyértékek 4 (szén) és 2 (oxigén), amelyekhez csatlakozik kémiai kapcsolatok kettős. (Fontos tisztázni, hogy a vegyértékek azok az elektronok, amelyeket egy kémiai elemnek fel kell adnia vagy el kell fogadnia, hogy elérje utolsó energiaszintjét, hogy teljes legyen. A kémiai vegyértéket nem szabad összetéveszteni a vegyértékelektronokkal, mivel az utóbbiak azok az elektronok, amelyek elhelyezkednek. az utolsó energiaszinten).
Ez a molekula akkor stabil, ha minden atomnak összesen 8 elektronja van az utolsó energiaszintjén, ami eléri a stabil oktettet, ami a szén- és oxigénatomok közötti 2-elektronos kompartmenttel teljesül:
- A szén minden oxigénnel két elektronon osztozik, így az egyes oxigén utolsó energiaszintjén lévő elektronok száma 6-ról 8-ra nő.
- Ugyanakkor minden oxigén két elektronon osztozik a szénnel, így az elektronok száma 4-ről 8-ra nő a szén utolsó energiaszintjében.
Egy másik megközelítés az lenne, hogy az átvitt és felvett elektronok összegének mindig nyolcnak kell lennie.
Ez más stabil molekulák esetében is így van, mint például a nátrium-klorid (NaCl).A nátrium egyetlen elektronjával (1. vegyérték) a klórhoz (7. vegyérték) járul hozzá az oktett teljessé tételéhez. Így Na1 + Cl1- lenne (vagyis a nátrium leadott egy elektront, és pozitív töltést kapott, a klór pedig elektront és vele együtt negatív töltést).
Kivételek az oktett szabály alól
Az oktettszabálynak számos kivétele van, vagyis olyan vegyületek, amelyek stabilitást érnek el anélkül, hogy az elektronoktett irányítaná őket. Az olyan atomok, mint a foszfor (P), a kén (S), a szelén (Se), a szilícium (Si) vagy a hélium (He) több elektront képesek befogadni, mint azt Lewis javasolta (hipervalencia).
Ezzel szemben a hidrogén (H), amelynek egyetlen elektronja van egyetlen atompályán (a tér azon tartománya, ahol az elektron a legnagyobb valószínűséggel található az atommag körül), egy kémiai kötésben legfeljebb két elektront fogadhat el. További kivételek a berillium (Be), amely mindössze négy elektronnal szerez stabilitást, vagy a bór (B), amely hat elektronnal tesz stabilitást.
Oktett szabály és Lewis szerkezet
Lewis másik nagy hozzájárulása a kémiához az volt, hogy híres módon ábrázolta az atomi kötéseket, amelyet ma „Lewis-struktúra” vagy „Lewis-képlet” néven ismernek.
Pontok vagy kötőjelek elhelyezéséből áll, amelyek a molekulában lévő megosztott elektronokat és az egyes atomokon szabad elektronokat ábrázolják.
Az ilyen típusú kétdimenziós grafikus ábrázolás lehetővé teszi egy olyan atom vegyértékének megismerését, amely kölcsönhatásba lép a többi atommal. összetett és hogy egyes-, kettős- vagy hármas kötéseket képez-e, amelyek mindegyike hatással lesz a molekuláris geometriára.
Ahhoz, hogy egy molekulát ilyen módon ábrázolhassunk, egy központi atomot kell választanunk, amelyet a többi (úgynevezett terminális) vesz körül, amelyek kötéseket hoznak létre mindaddig, amíg el nem érjük az összes érintett vegyértékét. Az előbbiek általában a legkevésbé elektronegatívak, az utóbbiak a leginkább elektronegatívak.
Például a reprezentáció Víz (H2O) az oxigénatom szabad elektronjait mutatja, ezen kívül láthatóak az oxigénatom és a hidrogénatomok közötti egyszerű kötések (az oxigénatomhoz tartozó elektronok pirossal, a hidrogénatomoké feketével vannak ábrázolva ). Az acetilén molekula (C2H2) is látható, ahol a két szénatom közötti hármas kötést, valamint az egyes szénatomok és egy hidrogénatom közötti egyszeres kötést láthatjuk (a szénatomokhoz tartozó elektronokat pirossal, a hidrogénatomok feketével).