Okteta likuma definīcija

Ja skatāmies uz pēdējo grupu Periodiskā tabula, kuras grupas gāzes cēls, mēs redzam, ka viņiem ir pēdējais pilnais līmenis ar astoņiem valences elektroniem, kas tiem nodrošina zināmu stabilitāti un spēja uzvesties kā inertas gāzes, jo tās ķīmiski nereaģē ar citām ķīmiskām vielām... kāpēc? Jo tie nemēdz iegūt vai zaudēt valences elektronus. Tas ļāva izskaidrot citu periodiskās tabulas elementu uzvedību, kas iegūst, zaudē vai dalās elektronos. Pēc ķīmiskās stabilizēšanas, sasniedzot tuvāko cēlgāzes elektronu konfigurāciju, pabeidzot astoņus valences elektronus.

Tāpat kā viss dabā, noteikumam ir izņēmumi. Ir elementi, kas sasniedz noteiktu stabilitāti un zemāku stāvokli

Enerģija ar vairāk vai mazāk nekā astoņiem elektroniem pēdējā līmenī. Sākot ar pirmo elementu periodiskajā tabulā, ūdeņradi (H), kas ir stabilizēts ar diviem elektroniem, jo ​​tam ir viena atomu orbitāle. Citi gadījumi ir: berilijs (Be), bors (Bo), kas stabilizējas attiecīgi ar četriem un sešiem elektroniem, vai sērs (S), kas ir var stabilizēties ar astoņiem, desmit vai divpadsmit valences elektroniem, jo ​​tā konfigurācijā ir iespējams pievienot "d" orbitāli elektronika. Var minēt arī hēliju (He), fosforu (P), selēnu (Se) un silīciju (Si). Ņemiet vērā, ka hēlijs (He) ir vienīgā cēlgāze, kurā ir tikai divi valences elektroni.

Okteta noteikuma piemēri jonu, kovalentajā un metāliskajā saitē

Kad atoms zaudē, iegūst vai dalās ar elektroniem, veidojas dažādas saites, kas rada jaunus savienojumus. Kopumā mēs varam grupēt šīs saites trīs galvenajos variantos: jonu saite, kovalentā vai metāliskā saite.

Kad elements zaudē vai iegūst elektronus, lai stabilizētu sevi, pilnībā nododot savus valences elektronus, tas ir to sauc par jonu saiti, savukārt, ja spēlējošās sugas sadala elektronus, to sauc par saiti kovalents. Visbeidzot, ja spēlē esošie elementi ir metāli, kuru katjoni ir apvienoti, iegremdēti elektronu jūrā, saite būs metāliska. Katram no šiem arodbiedrību veidiem ir īpašas iezīmes, taču tām ir kopīga iezīme Parasti elektronu mijiedarbība notiek, meklējot stabilitāti un zemāko enerģiju, lai izpildītu noteikumu Oktets.

Apskatīsim katru no savienojumiem sīkāk. Kovalentās saites gadījumā to nodrošina iespēja koplietot elektronus, tas parasti notiek starp nemetāliski elementi, piemēram: Cl2 (molekulārais hlors) vai CO2 (oglekļa dioksīds) un pat H2O (Ūdens). Starpmolekulārie spēki, kas pārvalda šos krustojumus, būs iemesls no citas sadaļas.

Metālisko savienojumu gadījumā mēs pieminam, ka tas notiek starp metāliem, piemēram, vara (Cu), alumīnija (Al) vai alvas (Sn) gadījumā. Tā kā metāliem ir tendence ziedot savus elektronus, lai stabilizētu sevi, tie veidos lādētas sugas, ko sauc katjoni (ar pozitīviem lādiņiem), šie joni, iegremdēti lielā elektronu mākonī, veido savienojumus metālisks. Elektroni var būt brīvi izkliedēti šajā struktūrā. Spēki, kas tos satur kopā, ir metāliski spēki, kas tai piešķir noteiktas īpašības, piemēram, augstu vadītspēju.

Jonu saiti raksturo spēki pievilcība starp ļoti intensīvajiem elementiem, kas to veido, ko sauc par elektrostatiskajiem spēkiem, un tas tā ir tāpēc, ka, kā mēs redzējām, pastāv iegūt un elektronu neto pārnešana starp elementiem, kas veido lādētas sugas, jonus. Kopumā tās ir metāliska un nemetāla elementa veidotas savienības, kuru elektronegativitātes atšķirība ir tik liela, ka ļauj ziedot valences elektronus. Parasti tu ej ārā Tie ir jonu savienojumi, piemēram: NaCl (nātrija hlorīds, galda sāls) un LiBr (litija bromīds).

Šo trīs saišu esamība tiek skaidrota kā pāreja to veidojošo savienojumu elektronegativitātes izteiksmē. Ja elektronegativitātes atšķirība ir ļoti liela, elementiem ir tendence veidot jonu saites, savukārt, ja Elementiem, kuriem ir līdzīga elektronegativitāte, ir tendence dalīties savienojošos elektronos un tie būs tipa saites kovalents. Ja starp elementiem nav elektronegativitātes atšķirības (piemēram, Br2), saite būs nepolāra kovalenta. ka, palielinoties elektronegativitātes starpībai, kovalentā saite kļūst vēl vairāk polarizēta, kļūstot no vājas uz stiprs.

Bibliogrāfija

• Piezīmes no katedras Vispārējās ķīmijas I, UNMdP, fakultātes inženierzinātnes, 2019.

Okteta likuma tēmas