Wyjątki od reguły oktetu

Reguła oktetu to teoria wiązań stosowana do przewidywania struktury molekularnej cząsteczek związanych kowalencyjnie. Zgodnie z regułą atomy dążą do posiadania ośmiu elektronów w swojej zewnętrznej, czyli walencyjnej, powłoce elektronowej. Każdy atom będzie dzielił się, zyskiwał lub tracił elektrony, aby wypełnić zewnętrzne powłoki elektronowe dokładnie ośmioma elektronami. W przypadku wielu pierwiastków zasada ta działa i jest szybkim i prostym sposobem przewidywania struktury molekularnej cząsteczki.

Ale, jak to się mówi, zasady są po to, by je łamać. A reguła oktetu ma więcej elementów łamanie zasady niż podążanie za nim.

Chociaż struktury kropek elektronów Lewisa pomagają określić wiązania w większości związków, istnieją trzy ogólne wyjątki: cząsteczki, w których atomy mają mniej niż osiem elektronów (chlorek boru i lżejsze pierwiastki blokowe s i p); cząsteczki, w których atomy mają więcej niż osiem elektronów ( sześciofluorek siarki oraz elementy poza okresem 3); oraz molekuły o nieparzystej liczbie elektronów (NO.)

Za mało elektronów: cząsteczki z niedoborem elektronów

Todd Helmenstine

Wodór , beryl i bor mieć za mało elektronów, aby utworzyć oktet. Wodór ma tylko jeden elektron walencyjny i tylko jedno miejsce do utworzenia wiązania z innym atomem. Beryl ma tylko dwa atomy walencyjne i może tylko tworzyć wiązania par elektronów w dwóch lokalizacjach . Bor ma trzy elektrony walencyjne. Dwie cząsteczki przedstawione na tym zdjęciu pokazują centralny beryl i atomy boru z mniej niż ośmioma elektronami walencyjnymi.

Cząsteczki, w których niektóre atomy mają mniej niż osiem elektronów, nazywane są niedoborem elektronów.

Zbyt wiele elektronów: rozszerzone oktety

Todd Helmenstine

Pierwiastki w okresach większych niż okres 3 w układzie okresowym mają a d orbitalny dostępny z tą samą energią Liczba kwantowa . Atomy w tych okresach mogą nastąpić zasada oktetu , ale istnieją warunki, w których mogą rozszerzyć swoje powłoki walencyjne, aby pomieścić więcej niż osiem elektronów.

Siarka oraz fosfor są typowymi przykładami tego zachowania. Siarka może być zgodna z regułą oktetu, jak w cząsteczce SF_dwa. Każdy atom otoczony jest ośmioma elektronami. Możliwe jest wzbudzenie atomu siarki na tyle, aby wepchnąć atomy walencyjne do d orbitalny, aby umożliwić cząsteczkom takim jak SF₄i SF₆. Atom siarki w SF₄ma 10 elektronów walencyjnych i 12 elektronów walencyjnych w SF₆.

Samotne elektrony: wolne rodniki

Todd Helmenstine

Najbardziej stabilne cząsteczki i jony złożone zawierają pary elektronów. Istnieje klasa związków, w których elektrony walencyjne zawierają nieparzystą liczbę elektronów w powłoka walencyjna . Te cząsteczki są znane jako wolne rodniki. Wolne rodniki zawierają co najmniej jeden niesparowany elektron w swojej powłoce walencyjnej. Ogólnie, Cząsteczki z nieparzystą liczbą elektronów mają tendencję do bycia wolnymi rodnikami.

Tlenek azotu(IV) (NO_dwa) jest dobrze znanym przykładem. Zwróć uwagę na samotny elektron na atomie azotu w strukturze Lewisa. Innym ciekawym przykładem jest tlen. Cząsteczki tlenu cząsteczkowego mogą mieć dwa pojedyncze niesparowane elektrony. Związki takie jak te są znane jako birodniki.