Ορισμός του κανόνα της Οκτάδας

Candela Rocío Barbisan | Νοε. 2021
ΧΗΜΙΚΟΣ ΜΗΧΑΝΙΚΟΣ

Αν δούμε την τελευταία ομάδα των Περιοδικός Πίνακας, που ομαδοποιεί το αέρια ευγενείς, βλέπουμε ότι έχουν το τελευταίο πλήρες επίπεδο με οκτώ ηλεκτρόνια σθένους, το οποίο τους δίνει κάποια σταθερότητα και ικανότητα να συμπεριφέρονται ως αδρανή αέρια, αφού δεν αντιδρούν χημικά με άλλα χημικά είδη... γιατί; Επειδή δεν τείνουν να αποκτούν ή να χάνουν ηλεκτρόνια σθένους. Αυτό επέτρεψε να εξηγηθεί η συμπεριφορά των άλλων στοιχείων του Περιοδικού Πίνακα, τα οποία αποκτούν, χάνουν ή μοιράζονται ηλεκτρόνια στο Αφού σταθεροποιηθεί χημικά, επιτυγχάνεται η πλησιέστερη διαμόρφωση ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου, συμπληρώνοντας οκτώ ηλεκτρόνια σθένους.

Όπως όλα στη φύση, υπάρχουν εξαιρέσεις στον Κανόνα. Υπάρχουν στοιχεία που επιτυγχάνουν μια ορισμένη σταθερότητα και μια χαμηλότερη κατάσταση του Ενέργεια με περισσότερα ή λιγότερα από οκτώ ηλεκτρόνια στο τελευταίο του επίπεδο. Ξεκινώντας με το πρώτο στοιχείο του περιοδικού πίνακα, το Υδρογόνο (Η), το οποίο σταθεροποιείται με δύο ηλεκτρόνια αφού έχει ένα μόνο ατομικό τροχιακό. Άλλες περιπτώσεις είναι: Βηρύλλιο (Be), Βόριο (Bo) που σταθεροποιείται με τέσσερα και έξι ηλεκτρόνια, αντίστοιχα, ή Θείο (S) που είναι μπορεί να σταθεροποιηθεί με οκτώ, δέκα ή δώδεκα ηλεκτρόνια σθένους λόγω της δυνατότητας προσθήκης ενός τροχιακού "d" στη διαμόρφωσή του ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΑ ΕΙΔΗ. Μπορούμε επίσης να αναφέρουμε το ήλιο (He), τον φώσφορο (P), το σελήνιο (Se) και το πυρίτιο (Si). Σημειώστε ότι το Ήλιο (He) είναι το μόνο ευγενές αέριο με μόνο δύο ηλεκτρόνια σθένους.

Παραδείγματα του κανόνα της οκτάδας σε ιονικούς, ομοιοπολικούς και μεταλλικούς δεσμούς

Καθώς ένα άτομο χάνει, κερδίζει ή μοιράζεται ηλεκτρόνια, σχηματίζονται διαφορετικοί δεσμοί που δημιουργούν νέες ενώσεις. Γενικά, μπορούμε να ομαδοποιήσουμε αυτούς τους δεσμούς σε τρεις κύριες παραλλαγές: ιοντικό, ομοιοπολικό ή μεταλλικό δεσμό.

Όταν ένα στοιχείο χάνει ή κερδίζει ηλεκτρόνια για να σταθεροποιηθεί, μεταφέροντας πλήρως τα ηλεκτρόνια του σθένους που ονομάζεται ιοντικός δεσμός, ενώ αν τα ηλεκτρόνια μοιράζονται από το είδος που παίζουν ονομάζεται δεσμός ομοιοπολική. Τέλος, εάν τα στοιχεία που παίζουν είναι μέταλλα των οποίων τα κατιόντα είναι ενωμένα βυθισμένα σε μια θάλασσα ηλεκτρονίων, ο δεσμός θα είναι μεταλλικός. Κάθε ένα από αυτά τα είδη συνδικάτων έχει ιδιαίτερα χαρακτηριστικά, ωστόσο, μοιράζονται ένα χαρακτηριστικό Κοινώς, η αλληλεπίδραση των ηλεκτρονίων συμβαίνει σε αναζήτηση της σταθερότητας και της χαμηλότερης ενέργειας για την εκπλήρωση του κανόνα του Οκταφωνία.

Ας δούμε κάθε μία από τις αρθρώσεις με περισσότερες λεπτομέρειες. Στην περίπτωση του ομοιοπολικού δεσμού, δίνεται από τη δυνατότητα κοινής χρήσης ηλεκτρονίων, αυτό συμβαίνει γενικά μεταξύ μη μεταλλικά στοιχεία όπως: Cl2 (μοριακό χλώριο) ή CO2 (διοξείδιο του άνθρακα) ακόμη και H2O (Νερό). Οι διαμοριακές δυνάμεις που διέπουν αυτές τις διασταυρώσεις θα είναι λόγος από άλλη ενότητα.

Στην περίπτωση των μεταλλικών ενώσεων, αναφέρουμε ότι εμφανίζεται μεταξύ μετάλλων όπως είναι η περίπτωση του Χαλκού (Cu), του Αλουμινίου (Al) ή του Κασσίτερου (Sn). Καθώς τα μέταλλα τείνουν να δωρίζουν τα ηλεκτρόνια τους για να σταθεροποιηθούν, θα σχηματίσουν φορτισμένα είδη που ονομάζονται κατιόντα (με θετικά φορτία), αυτά τα ιόντα βυθισμένα σε ένα μεγάλο νέφος ηλεκτρονίων σχηματίζουν ενώσεις μεταλλικός. Τα ηλεκτρόνια μπορούν να διασκορπιστούν ελεύθερα μέσα σε αυτή τη δομή. Οι δυνάμεις που τα συγκρατούν είναι μεταλλικές δυνάμεις που του προσδίδουν ορισμένα χαρακτηριστικά όπως υψηλή αγωγιμότητα.

Ο ιονικός δεσμός χαρακτηρίζεται από δυνάμεις του αξιοθεατο ανάμεσα στα πολύ έντονα στοιχεία που το σχηματίζουν, ονομάζονται ηλεκτροστατικές δυνάμεις και αυτό συμβαίνει γιατί, όπως είδαμε, υπάρχει μια κέρδος και μια καθαρή μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ των στοιχείων που σχηματίζουν φορτισμένα είδη, ιόντα. Γενικά, είναι ενώσεις που σχηματίζονται από ένα μεταλλικό και ένα μη μεταλλικό στοιχείο, των οποίων η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι τόσο μεγάλη που επιτρέπει τη δωρεά ηλεκτρονίων σθένους. Τυπικά το βγες έξω Είναι ιοντικές ενώσεις όπως: NaCl (χλωριούχο νάτριο, επιτραπέζιο αλάτι) και LiBr (βρωμιούχο λίθιο).

Η ύπαρξη αυτών των τριών δεσμών εξηγείται ως μετάβαση ως προς την ηλεκτραρνητικότητα των ενώσεων που τον σχηματίζουν. Όταν η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι πολύ μεγάλη, τα στοιχεία τείνουν να σχηματίζουν ιοντικούς δεσμούς ενώ, αν το Στοιχεία που έχουν παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες θα τείνουν να μοιράζονται ηλεκτρόνια σύνδεσης και θα είναι δεσμοί τύπου ομοιοπολική. Όταν δεν υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των στοιχείων (για παράδειγμα, Br2), ο δεσμός θα είναι μη πολικός ομοιοπολικός ενώ ότι, καθώς η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας αυξάνεται, ο ομοιοπολικός δεσμός πολώνεται περαιτέρω, πηγαίνοντας από αδύναμο σε ισχυρός.

Βιβλιογραφία

• Σημειώσεις από την προεδρία, Γενική Χημεία Ι, UNMdP, Σχολή μηχανική, 2019.