Okteto taisyklės apibrėžimas

Jei pažvelgsime į paskutinę grupę Periodinė elementų lentelė, kurios grupės dujų kilnus, matome, kad jie turi paskutinį pilną lygį su aštuoniais valentiniais elektronais, o tai suteikia jiems tam tikro stabilumo ir gebėjimas elgtis kaip inertinės dujos, nes jos chemiškai nereaguoja su kitomis cheminėmis medžiagomis... kodėl? Nes jie nėra linkę įgyti ar prarasti valentinių elektronų. Tai leido paaiškinti kitų periodinės lentelės elementų, kurie įgyja, praranda arba dalijasi elektronus, elgesį. Po chemijos stabilizavimo, pasiekiant artimiausią tauriųjų dujų elektronų konfigūraciją, užbaigiant aštuonis valentinius elektronus.

Kaip ir viskas gamtoje, yra taisyklės išimčių. Yra elementų, kurie pasiekia tam tikrą stabilumą ir žemesnę būseną

Energija kurių paskutiniame lygyje yra daugiau ar mažiau nei aštuoni elektronai. Pradedant nuo pirmojo periodinės lentelės elemento, vandenilio (H), kuris yra stabilizuotas dviem elektronais, nes turi vieną atominę orbitą. Kiti atvejai: berilis (Be), boras (Bo), kuris stabilizuojasi atitinkamai keturiais ir šešiais elektronais, arba siera (S), kuri yra gali stabilizuotis su aštuoniais, dešimčia ar dvylika valentinių elektronų, nes jo konfigūracijoje yra galimybė pridėti "d" orbitą elektronika. Taip pat galime paminėti helią (He), fosforą (P), seleną (Se) ir silicį (Si). Atkreipkite dėmesį, kad helis (He) yra vienintelės tauriosios dujos, turinčios tik du valentinius elektronus.

Joninių, kovalentinių ir metalinių ryšių okteto taisyklės pavyzdžiai

Kai atomas praranda, įgyja arba dalijasi elektronais, susidaro skirtingi ryšiai, dėl kurių susidaro nauji junginiai. Apskritai šiuos ryšius galime suskirstyti į tris pagrindinius variantus: joninį ryšį, kovalentinį arba metalinį ryšį.

Kai elementas praranda arba įgyja elektronų, kad stabilizuotųsi, visiškai perkeldamas savo valentinius elektronus, jis vadinamas joniniu ryšiu, o jei elektronus dalijasi žaidžiančios rūšys, tai vadinama ryšiu kovalentinis. Galiausiai, jei žaidime dalyvaujantys elementai yra metalai, kurių katijonai yra sujungti, panardinti į elektronų jūrą, ryšys bus metalinis. Kiekviena iš šių sąjungų tipų turi tam tikrų ypatybių, tačiau joms būdingi bruožai Paprastai elektronų sąveika vyksta ieškant stabilumo ir mažiausios energijos, kad būtų įvykdyta taisyklė oktetas.

Pažvelkime į kiekvieną jungtį išsamiau. Kovalentinio ryšio atveju jį suteikia galimybė dalytis elektronais, paprastai tai atsitinka tarp nemetaliniai elementai, tokie kaip: Cl2 (molekulinis chloras) arba CO2 (anglies dioksidas) ir net H2O (Vanduo). Tarpmolekulinės jėgos, valdančios šias jungtis, bus priežastis iš kito skyriaus.

Metalinių jungčių atveju minime, kad tai vyksta tarp metalų, tokių kaip varis (Cu), aliuminis (Al) arba alavas (Sn). Kadangi metalai linkę paaukoti savo elektronus, kad stabilizuotųsi, jie sudarys įkrautas rūšis, vadinamas katijonų (su teigiamais krūviais), šie jonai, panardinti į didelį elektronų debesį, sudaro junginius metalinis. Elektronai gali būti laisvai išsklaidyti toje struktūroje. Jėgos, laikančios juos kartu, yra metalinės jėgos, suteikiančios tam tikras savybes, pavyzdžiui, didelį laidumą.

Joninė jungtis pasižymi jėgomis patrauklumas tarp labai intensyvių jį sudarančių elementų, vadinamų elektrostatinėmis jėgomis, ir taip yra todėl, kad, kaip matėme, yra įgyti ir grynasis elektronų perdavimas tarp elementų, sudarančių įkrautas rūšis, jonus. Apskritai tai yra metalinio ir nemetalinio elemento sudarytos sąjungos, kurių elektronegatyvumo skirtumas yra toks didelis, kad leidžia dovanoti valentinius elektronus. Paprastai Tu išeini Tai joniniai junginiai, tokie kaip: NaCl (natrio chloridas, valgomoji druska) ir LiBr (ličio bromidas).

Šių trijų ryšių egzistavimas paaiškinamas kaip perėjimas, atsižvelgiant į jį sudarančių junginių elektronegatyvumą. Kai elektronegatyvumo skirtumas yra labai didelis, elementai linkę sudaryti joninius ryšius, o jei Elementai, turintys panašų elektronegatyvumą, bus linkę dalytis jungiančiais elektronais ir bus tipo ryšiai kovalentinis. Kai nėra elektronegatyvumo skirtumo tarp elementų (pavyzdžiui, Br2), ryšys bus nepolinis kovalentinis. kad, didėjant elektronegatyvumo skirtumui, kovalentinis ryšys dar labiau poliarizuojasi ir tampa silpnas iki stiprus.

Bibliografija

• Pastabos iš pirmininko, Bendroji chemija I, UNMdP, fakultetas inžinerija, 2019.

Temos okteto taisyklėje