- Mikä on oktettisääntö?
- Esimerkkejä oktettisäännöstä
- Poikkeuksia oktettisäännöstä
- Oktettisääntö ja Lewis-rakenne
Selitämme, mikä on oktettisääntö kemiassa, kuka sen luoja, esimerkkejä ja poikkeuksia. Myös Lewis-rakenne.
Mikä on oktettisääntö?
Sisään kemia, tunnetaan oktettisääntönä tai oktettiteoriana, joka selittää tapaa, jolla kemiallisia alkuaineita se yhdistää.
Tämän teorian esitti vuonna 1917 amerikkalainen kemian fyysikko Gilbert N. Lewis (1875-1946) ja selittää, että atomeja Eri elementeistä säilytetään yleensä aina vakaa elektroninen konfiguraatio paikantamalla kahdeksan elektroneja viimeisillä energiatasoillasi.
Oktettisääntö sanoo, että jaksollisesta taulukosta löytyvien eri kemiallisten alkuaineiden ionit täydentävät yleensä viimeisen energiatasonsa 8 elektronilla. Tämän takia, molekyylejä voi saada samanlaisen vakauden kuin jalokaasut (sijaitsee jaksollinen järjestelmä), joiden elektronirakenne (sen viimeisellä täydellä energiatasolla) tekee niistä erittäin vakaita, eli ei kovin reaktiivisia.
Siten elementeillä, joilla on korkea elektronegatiivisuus (kuten halogeenit ja amfogeenit eli taulukon ryhmän 16 alkuaineet) on taipumus "saada" elektroneja oktettiin asti, kun taas ne, joilla on alhainen elektronegatiivisuus (kuten alkali tai maa-alkali) "menettää" elektroneja saavuttaakseen oktetin.
Tämä sääntö selittää yhden tavoista, joilla atomit muodostavat sidoksensa, ja tuloksena olevien molekyylien käyttäytyminen ja kemialliset ominaisuudet riippuvat niiden luonteesta. Siten oktettisääntö on käytännöllinen periaate, jonka avulla voidaan ennustaa monien käyttäytymistä aineet, vaikka se sisältää myös erilaisia poikkeuksia.
Esimerkkejä oktettisäännöstä
Tarkastellaan CO2-molekyyliä, jonka atomeissa on valenssit 4 (hiili) ja 2 (happi), joita yhdistää kemiallisia linkkejä kaksinkertainen. (On tärkeää selventää, että valenssit ovat elektroneja, jotka kemiallisen alkuaineen on luovuttava tai hyväksyttävä saavuttaakseen viimeisen energiatasonsa ollakseen täydellinen. Kemiallista valenssia ei pidä sekoittaa valenssielektroniin, koska viimeksi mainitut ovat elektroneja, jotka sijaitsevat viimeisellä energiatasolla).
Tämä molekyyli on stabiili, jos jokaisella atomilla on viimeisellä energiatasolla yhteensä 8 elektronia, jotka saavuttavat stabiilin oktetin, joka täyttyy hiili- ja happiatomien välisellä 2-elektronisella osastolla:
- Hiili jakaa kaksi elektronia kunkin hapen kanssa, mikä lisää kunkin hapen viimeisen energiatason elektronien määrää 6:sta 8:aan.
- Samanaikaisesti jokainen happi jakaa kaksi elektronia hiilen kanssa, mikä lisää elektronien määrää 4:stä 8:aan hiilen viimeisellä energiatasolla.
Toinen tapa tarkastella asiaa olisi se, että siirrettyjen ja otettujen elektronien kokonaismäärän on aina oltava kahdeksan.
Tämä pätee muihin stabiileihin molekyyleihin, kuten natriumkloridiin (NaCl).Natrium antaa yhden elektroninsa (valenssi 1) klooriin (valenssi 7) täydentääkseen oktetin. Näin ollen meillä olisi Na1 + Cl1- (eli natrium luopui elektronista ja sai positiivisen varauksen ja kloori vastaanotti elektronin ja sen mukana negatiivisen varauksen).
Poikkeuksia oktettisäännöstä
Oktettisäännössä on useita poikkeuksia, eli yhdisteet, jotka saavuttavat stabiilisuuden ilman, että elektronioktetti hallitsee niitä. Atomit, kuten fosfori (P), rikki (S), seleeni (Se), pii (Si) tai helium (He), voivat vastaanottaa enemmän elektroneja kuin Lewis ehdotti (hypervalenssi).
Sitä vastoin vety (H), jolla on yksi elektroni yhdellä atomiradalla (avaruuden alue, jossa elektroni todennäköisimmin löytyy atomiytimen ympäriltä), voi hyväksyä jopa kaksi elektronia kemiallisessa sidoksessa. Muita poikkeuksia ovat beryllium (Be), joka saavuttaa stabiilisuuden vain neljällä elektronilla, tai boori (B), joka saavuttaa sen kuudella.
Oktettisääntö ja Lewis-rakenne
Toinen Lewisin suurista panoksista kemiaan oli hänen kuuluisa tapa esittää atomisidoksia, joka tunnetaan nykyään nimellä "Lewis-rakenne" tai "Lewis-kaava".
Se koostuu pisteiden tai viivojen sijoittamisesta edustamaan molekyylin yhteisiä elektroneja ja jokaisessa atomissa olevia elektroneja.
Tämäntyyppinen kaksiulotteinen graafinen esitys mahdollistaa atomin muiden kanssa vuorovaikutuksessa olevan atomin valenssin tuntemisen. yhdiste ja muodostaako se yksittäis-, kaksois- tai kolmoissidoksia, jotka kaikki vaikuttavat molekyyligeometriaan.
Edustaaksemme molekyyliä tällä tavalla meidän on valittava keskusatomi, jota ympäröivät muut (jota kutsutaan terminaaleiksi), jotka muodostavat sidoksia, kunnes saavutamme kaikkien asianosaisten valenssit. Ensin mainitut ovat yleensä vähiten elektronegatiivisia ja jälkimmäiset eniten elektronegatiivisia.
Esimerkiksi edustus Vesi (H2O) näyttää happiatomin vapaat elektronit, lisäksi voit visualisoida yksinkertaiset sidokset happiatomin ja vetyatomien välillä (happiatomiin kuuluvat elektronit on esitetty punaisella ja vetyatomien elektronit mustalla ). Esitettynä on myös asetyleenimolekyyli (C2H2), jossa voit visualisoida kahden hiiliatomin välisen kolmoissidoksen ja kunkin hiiliatomin ja vetyatomin väliset yksinkertaiset sidokset (hiiliatomeihin kuuluvat elektronit on esitetty punaisella ja vetyatomit mustana).