• Kas yra okteto taisyklė?
• Okteto taisyklės pavyzdžiai
• Aštuoneto taisyklės išimtys
• Okteto taisyklė ir Lewiso struktūra

Aiškiname, kas yra chemijos okteto taisyklė, kas buvo jos kūrėjas, pavyzdžiai ir išimtys. Taip pat Lewiso struktūra.

Molekulės yra stabilios, kai kiekvienas atomas turi 8 elektronus paskutiniame energijos lygyje.

Kas yra okteto taisyklė?

Į chemija, žinomas kaip okteto taisyklė arba okteto teorija, paaiškinanti, kaip cheminiai elementai tai derina.

Šią teoriją 1917 m. išsakė amerikiečių chemijos fizikas Gilbertas N. Lewisas (1875–1946) ir paaiškina, kad atomai Iš skirtingų elementų paprastai visada palaikoma stabili elektroninė konfigūracija, nustatant aštuonis elektronų paskutiniuose energijos lygiuose.

Okteto taisyklė teigia, kad įvairių cheminių elementų jonai, esantys periodinėje lentelėje, paprastai užbaigia savo paskutinius energijos lygius 8 elektronais. Dėl to molekules gali įgyti panašų į stabilumą Inercinės dujos (esantis kraštinėje dešinėje pusėje Periodinė elementų lentelė), kurių elektroninė struktūra (su paskutiniu pilnu energijos lygiu) daro juos labai stabilius, tai yra, nelabai reaktyvius.

Taigi elementai, turintys didelį elektronegatyvumą (pvz., halogenai ir amfogenai, tai yra 16 lentelės grupės elementai) linkę „gauti“ elektronus iki okteto, o tie, kurių elektronegatyvumas mažas (pvz., šarminės arba šarminės žemės), linkę „prarasti“ elektronus, kad pasiektų oktetą.

Ši taisyklė paaiškina vieną iš būdų, kuriais atomai formuoja savo ryšius, o susidariusių molekulių elgsena ir cheminės savybės priklausys nuo jų prigimties. Taigi okteto taisyklė yra praktinis principas, padedantis nuspėti daugelio elgesį medžiagų, nors ir pateikiamos įvairios išimtys.

Okteto taisyklės pavyzdžiai

Vandenyje deguonis paskutinį energijos lygį užbaigia 8 elektronais, o vandenilis – 2.

Apsvarstykite CO2 molekulę, kurios atomai turi valentiniai 4 (anglis) ir 2 (deguonis), sujungti cheminiai ryšiai dvigubai. (Svarbu paaiškinti, kad valentingumas yra elektronai, kurių cheminis elementas turi atsisakyti arba priimti, kad pasiektų paskutinį energijos lygį, kad būtų baigtas. Cheminio valentingumo nereikėtų painioti su valentiniais elektronais, nes pastarieji yra elektronai, kurie yra išsidėstę paskutiniame energijos lygyje).

Ši molekulė yra stabili, jei kiekvienas atomas paskutiniame energijos lygyje turi iš viso 8 elektronus, pasiekiančius stabilų oktetą, kurį užpildo 2 elektronų skyrius tarp anglies ir deguonies atomų:

• Anglis su kiekvienu deguonimi dalijasi po du elektronus, padidindama elektronų skaičių paskutiniame kiekvieno deguonies energijos lygyje nuo 6 iki 8.
• Tuo pačiu metu kiekvienas deguonis dalijasi dviem elektronais su anglimi, padidindamas elektronų skaičių nuo 4 iki 8 paskutiniame anglies energijos lygyje.

Kitas būdas pažvelgti į tai būtų toks, kad bendras perduotų ir paimtų elektronų skaičius visada turi būti aštuoni.

Taip yra su kitomis stabiliomis molekulėmis, tokiomis kaip natrio chloridas (NaCl).Natris savo vieną elektroną (valentas 1) prideda prie chloro (7 valentas), kad užbaigtų oktetą. Taigi turėtume Na1 + Cl1- (tai yra, natris atsisakė elektrono ir įgavo teigiamą krūvį, o chloras priėmė elektroną ir kartu su juo neigiamą krūvį).

Aštuoneto taisyklės išimtys

Okteto taisyklė turi keletą išimčių, tai yra junginiai, kurie pasiekia stabilumą nevaldydami elektronų okteto. Tokie atomai kaip fosforas (P), siera (S), selenas (Se), silicis (Si) arba helis (He) gali talpinti daugiau elektronų, nei pasiūlė Lewisas (hipervalencija).

Priešingai, vandenilis (H), kurio vienoje atominėje orbitoje yra vienas elektronas (erdvės sritis, kurioje greičiausiai elektronas yra aplink atomo branduolį), gali priimti iki dviejų elektronų cheminėje jungtyje. Kitos išimtys yra berilis (Be), kuris įgyja stabilumą tik su keturiais elektronais, arba boras (B), kuris tai daro su šešiais elektronais.

Okteto taisyklė ir Lewiso struktūra

Lewiso struktūra leidžia vizualizuoti laisvus ir bendrus elektronus.

Kitas didelis Lewiso indėlis į chemiją buvo jo garsusis būdas pavaizduoti atominius ryšius, šiandien žinomas kaip „Lewiso struktūra“ arba „Lewiso formulė“.

Jį sudaro taškų arba brūkšnelių išdėstymas, vaizduojantis bendrus molekulės elektronus ir laisvus kiekviename atome esančius elektronus.

Šio tipo dvimatis grafinis vaizdavimas leidžia žinoti atomo, kuris sąveikauja su kitais atomais, valentingumą. junginys ir ar jis sudaro viengubą, dvigubą ar trigubą jungtį – visa tai turės įtakos molekulinei geometrijai.

Norėdami tokiu būdu pavaizduoti molekulę, turime pasirinkti centrinį atomą, kuris bus apsuptas kitų (vadinamų terminalų), užmezgančių ryšius, kol pasieks visų dalyvaujančių asmenų valentines vertes. Pirmieji dažniausiai yra mažiausiai elektroneigiami, o antrieji – labiausiai elektronneigiami.

Pavyzdžiui, atstovavimas Vanduo (H2O) rodo laisvuosius elektronus, kuriuos turi deguonies atomas, be to, galite vizualizuoti paprastus ryšius tarp deguonies atomo ir vandenilio atomų (deguonies atomui priklausantys elektronai pavaizduoti raudonai, o vandenilio atomų - juodai). ). Taip pat pavaizduota acetileno molekulė (C2H2), kurioje galite vizualizuoti trigubą ryšį tarp dviejų anglies atomų ir pavienius ryšius tarp kiekvieno anglies atomo ir vandenilio atomo (anglies atomams priklausantys elektronai pavaizduoti raudonai, o anglies atomų elektronai). vandenilio atomai juodai).