تعريف قاعدة الثمانية

كانديلا روسيو باربيسان | نوفمبر. 2021
مهندس كيميائي

إذا نظرنا إلى المجموعة الأخيرة من الجدول الدوري، والتي تجمع ملفات غازات نبيل ، نرى أن لديهم آخر مستوى كامل مع ثمانية إلكترونات تكافؤ ، مما يمنحهم بعض الاستقرار و قدرة تتصرف كغازات خاملة ، لأنها لا تتفاعل كيميائيًا مع الأنواع الكيميائية الأخرى... لماذا؟ لأنها لا تميل إلى اكتساب أو فقدان إلكترونات التكافؤ. سمح هذا لشرح سلوك العناصر الأخرى في الجدول الدوري ، والتي تكتسب أو تفقد أو تشارك الإلكترونات فيها بعد التثبيت الكيميائي ، تحقيق أقرب تكوين إلكترون للغاز النبيل ، وإكمال ثمانية إلكترونات تكافؤ.

مثل كل شيء في الطبيعة ، هناك استثناءات للقاعدة. هناك عناصر تحقق استقرارًا معينًا وحالة أقل من طاقة مع أكثر أو أقل من ثمانية إلكترونات في مستواها الأخير. بدءاً بالعنصر الأول في الجدول الدوري ، الهيدروجين (H) ، والذي يستقر بإلكترونين لأنه يحتوي على مدار ذري واحد. الحالات الأخرى هي: البريليوم (Be) ، البورون (Bo) الذي يستقر مع أربعة وستة إلكترونات ، على التوالي ، أو الكبريت (S) الذي هو يمكن أن تستقر مع ثمانية أو عشرة أو اثني عشر إلكترونًا من إلكترونات التكافؤ نظرًا لإمكانية إضافة مدار "d" في تكوينه إلكترونيات. يمكننا أيضًا أن نذكر الهيليوم (He) والفوسفور (P) والسيلينيوم (Se) والسيليكون (Si). لاحظ أن الهيليوم (He) هو الغاز النبيل الوحيد الذي يحتوي على إلكترونين فقط من إلكترونين التكافؤ.

أمثلة على قاعدة الثمانيات في الترابط الأيوني والتساهمي والمعدني

عندما تفقد الذرة الإلكترونات أو تكسبها أو تشترك فيها ، تتشكل روابط مختلفة تؤدي إلى ظهور مركبات جديدة. بشكل عام ، يمكننا تجميع هذه الروابط في ثلاثة متغيرات رئيسية: الرابطة الأيونية أو الرابطة التساهمية أو المعدنية.

عندما يفقد عنصر أو يكتسب إلكترونات لتثبيت نفسه ، فإنه يتم نقل إلكترونات التكافؤ الخاصة به تمامًا يسمى الترابط الأيوني ، بينما إذا كانت الإلكترونات مشتركة بين الأنواع في اللعب تسمى الرابطة تساهمية. أخيرًا ، إذا كانت العناصر الموجودة في اللعب عبارة عن معادن تتحد كاتيوناتها مغمورة في بحر من الإلكترونات ، فإن الرابطة ستكون معدنية. كل من هذه الأنواع من النقابات لها خصائص معينة ، ومع ذلك ، فإنها تشترك في خاصية بشكل عام ، يحدث تفاعل الإلكترونات بحثًا عن الاستقرار وأقل طاقة للوفاء بقاعدة ثماني.

دعونا نلقي نظرة على كل مفصل بمزيد من التفصيل. في حالة الرابطة التساهمية ، يتم إعطاؤها من خلال إمكانية مشاركة الإلكترونات ، وهذا يحدث عمومًا بين العناصر غير المعدنية مثل: Cl2 (الكلور الجزيئي) أو ثاني أكسيد الكربون (ثاني أكسيد الكربون) وحتى H2O (ماء). ستكون القوى الجزيئية التي تحكم هذه التقاطعات هي السبب من قسم آخر.

حالة الاتحادات المعدنية ، نذكر أنها تحدث بين المعادن مثل النحاس (Cu) ، الألومنيوم (Al) أو القصدير (Sn). نظرًا لأن المعادن تميل إلى التبرع بإلكتروناتها لتثبيت نفسها ، فإنها تشكل أنواعًا مشحونة تسمى الكاتيونات (ذات الشحنات الموجبة) ، هذه الأيونات مغمورة في سحابة إلكترونية كبيرة من المركبات معدني. يمكن أن تنتشر الإلكترونات بحرية داخل هذا الهيكل. القوى التي تربطها ببعضها البعض هي قوى معدنية تمنحها خصائص معينة مثل الموصلية العالية.

تتميز الرابطة الأيونية بوجود قوى جاذبية بين العناصر الشديدة جدًا التي تشكلها ، تسمى القوى الكهروستاتيكية وهذا لأنه ، كما رأينا ، هناك ربح وصافي انتقال الإلكترونات بين العناصر المكونة للأيونات والأنواع المشحونة. بشكل عام ، هي اتحادات مكونة من عنصر معدني وغير معدني ، ويكون فرقها الكهربية كبيرًا لدرجة أنها تسمح بالتبرع بإلكترونات التكافؤ. عادةً ما يكون ملف انت اخرج وهي مركبات أيونية مثل: NaCl (كلوريد الصوديوم ، ملح الطعام) و LiBr (بروميد الليثيوم).

يفسر وجود هذه الروابط الثلاثة على أنه انتقال من حيث الكهربية للمركبات التي تشكلها. عندما يكون فرق الكهربية كبيرًا جدًا ، تميل العناصر إلى تكوين روابط أيونية بينما ، إذا كان تميل العناصر التي تمتلك كهربيًا متشابهة إلى مشاركة إلكترونات الرابطة وستكون روابط من النوع تساهمية. عندما لا يكون هناك فرق في الكهربية بين العناصر (على سبيل المثال ، Br2) ، ستكون الرابطة تساهمية غير قطبية بينما أنه ، مع زيادة فرق الكهربية ، تصبح الرابطة التساهمية أكثر استقطابًا ، وتنتقل من ضعيف إلى قوي.

فهرس

• ملاحظات من رئيس قسم الكيمياء العامة 1 ، UNMdP ، كلية هندسة, 2019.