- Jaka jest zasada oktetu?
- Przykłady reguły oktetu
- Wyjątki od reguły oktetu
- Reguła oktetu i struktura Lewisa
Wyjaśniamy czym jest w chemii reguła oktetu, kto był jej twórcą, przykłady i wyjątki. Również struktura Lewisa.
Jaka jest zasada oktetu?
w chemia, jest znany jako reguła oktetu lub teoria oktetów w celu wyjaśnienia sposobu, w jaki atomy pierwiastki chemiczne łączy.
Teoria ta została ogłoszona w 1917 roku przez amerykańskiego fizyka chemicznego Gilberta N. Lewisa (1875-1946) i wyjaśnia, że atomy różnych elementów zwykle zawsze utrzymuje stabilną konfigurację elektroniczną, lokalizując osiem elektrony w twoich ostatnich poziomach energii.
Reguła oktetu mówi, że jony różnych pierwiastków chemicznych znajdujących się w układzie okresowym zwykle uzupełniają swoje ostatnie poziomy energetyczne o 8 elektronów. Z tego powodu, molekuły może uzyskać stabilność zbliżoną do Gazy szlachetne (znajduje się po prawej stronie układ okresowy pierwiastków), których struktura elektronowa (przy ostatnim pełnym poziomie energetycznym) czyni je bardzo stabilnymi, to znaczy mało reaktywnymi.
Tak więc pierwiastki o wysokiej elektroujemności (takie jak halogeny i amfogeny, czyli pierwiastki z grupy 16 tabeli) mają tendencję do „zyskiwania” elektronów aż do oktetu, podczas gdy te o niskiej elektroujemności (takie jak alkaliczne lub ziem alkalicznych) mają tendencję "stracić" elektrony, aby dotrzeć do oktetu.
Ta zasada wyjaśnia jeden ze sposobów, w jaki atomy tworzą swoje wiązania, a zachowanie i właściwości chemiczne powstałych cząsteczek będą zależeć od ich natury. Tak więc reguła oktetu jest praktyczną zasadą służącą do przewidywania zachowania wielu osób Substancje, choć przedstawia też różne wyjątki.
Przykłady reguły oktetu
Rozważmy cząsteczkę CO2, której atomy mają walencje z 4 (węgiel) i 2 (tlen), połączone przez związki chemiczne podwójnie. (Ważne jest, aby wyjaśnić, że walencja to elektrony, które pierwiastek chemiczny musi oddać lub zaakceptować, aby osiągnąć swój ostatni poziom energii, aby był kompletny. Wartościowości chemicznej nie należy mylić z elektronami walencyjnymi, ponieważ te ostatnie są elektronami, które są zlokalizowane na ostatnim poziomie energii).
Ta cząsteczka jest stabilna, jeśli każdy atom ma łącznie 8 elektronów na swoim ostatnim poziomie energetycznym, osiągając stabilny oktet, który jest wypełniony przedziałem 2-elektronowym między atomami węgla i tlenu:
- Węgiel dzieli dwa elektrony z każdym tlenem, zwiększając liczbę elektronów na ostatnim poziomie energii każdego tlenu z 6 do 8.
- W tym samym czasie każdy tlen dzieli dwa elektrony z węglem, zwiększając liczbę elektronów z 4 do 8 na ostatnim poziomie energetycznym węgla.
Innym sposobem spojrzenia na to byłoby to, że suma elektronów przeniesionych i pobranych musi zawsze wynosić osiem.
Tak jest w przypadku innych stabilnych cząsteczek, takich jak chlorek sodu (NaCl).Sód przekazuje swój pojedynczy elektron (wartościowość 1) do chloru (wartościowość 7) w celu uzupełnienia oktetu. Tak więc mielibyśmy Na1 + Cl1- (czyli sód oddał elektron i zyskał ładunek dodatni, a chlor przyjął elektron, a wraz z nim ładunek ujemny).
Wyjątki od reguły oktetu
Reguła oktetu ma kilka wyjątków, to znaczy związki, które osiągają stabilność bez kierowania się oktetem elektronowym. Atomy takie jak fosfor (P), siarka (S), selen (Se), krzem (Si) czy hel (He) mogą pomieścić więcej elektronów niż sugeruje Lewis (hiperwalencja).
Natomiast wodór (H), który ma pojedynczy elektron na pojedynczym orbicie atomowym (obszar przestrzeni, w którym elektron najprawdopodobniej znajduje się wokół jądra atomowego), może przyjąć do dwóch elektronów w wiązaniu chemicznym. Innymi wyjątkami są beryl (Be), który uzyskuje stabilność przy zaledwie czterech elektronach, lub bor (B), który osiąga to przy sześciu.
Reguła oktetu i struktura Lewisa
Innym wielkim wkładem Lewisa do chemii był jego słynny sposób przedstawiania wiązań atomowych, dziś znany jako „struktura Lewisa” lub „formuła Lewisa”.
Polega na umieszczeniu kropek lub kresek reprezentujących wspólne elektrony w cząsteczce oraz elektrony, które są wolne na każdym atomie.
Ten rodzaj dwuwymiarowej reprezentacji graficznej pozwala poznać walencję atomu, który oddziałuje z innymi w pogarszać i czy tworzy pojedyncze, podwójne czy potrójne wiązania, z których wszystkie wpłyną na geometrię molekularną.
Aby przedstawić cząsteczkę w ten sposób, musimy wybrać centralny atom, który będzie otoczony przez inne (tzw. terminale) tworząc wiązania, aż do osiągnięcia wartościowości wszystkich zaangażowanych. Te pierwsze są zwykle najmniej elektroujemne, a drugie najbardziej elektroujemne.
Na przykład reprezentacja Woda (H2O) pokazuje wolne elektrony, które ma atom tlenu, dodatkowo możesz wizualizować proste wiązania między atomem tlenu a atomami wodoru (elektrony należące do atomu tlenu są przedstawione na czerwono, a atomy wodoru na czarno ). Przedstawiona jest również cząsteczka acetylenu (C2H2), gdzie można zwizualizować potrójne wiązanie między dwoma atomami węgla i pojedyncze wiązania między każdym atomem węgla a atomem wodoru (elektrony należące do atomów węgla są przedstawione na czerwono, a te z atomy wodoru w kolorze czarnym).