Definicja reguły oktetu

Candela Rocío Barbisan | Listopad 2021
Inżynier chemiczny

Jeśli spojrzymy na ostatnią grupę Układ okresowy pierwiastków, który grupuje gazy szlachetne, widzimy, że mają ostatni pełny poziom z ośmioma elektronami walencyjnymi, co daje im pewną stabilność i umiejętność zachowywać się jak gazy obojętne, ponieważ nie reagują chemicznie z innymi gatunkami chemicznymi... dlaczego? Ponieważ nie mają tendencji do zdobywania ani utraty elektronów walencyjnych. Pozwoliło to wyjaśnić zachowanie pozostałych elementów układu okresowego, które zyskują, tracą lub dzielą się elektronami w Po ustabilizowaniu chemicznym, osiągając najbliższą konfigurację elektronową gazu szlachetnego, uzupełniając osiem elektronów walencyjnych.

Jak wszystko w naturze, są wyjątki od reguły. Są elementy, które osiągają pewną stabilność i niższy stan Energia z więcej lub mniej niż ośmioma elektronami na ostatnim poziomie. Począwszy od pierwszego pierwiastka w układzie okresowym, wodoru (H), który jest stabilizowany dwoma elektronami, ponieważ ma pojedynczy orbital atomowy. Inne przypadki to: beryl (Be), bor (Bo), które stabilizują się odpowiednio czterema i sześcioma elektronami, lub siarka (S), która jest może stabilizować się ośmioma, dziesięcioma lub dwunastoma elektronami walencyjnymi dzięki możliwości dodania orbitalu „d” w jego konfiguracji elektronika. Możemy również wymienić hel (He), fosfor (P), selen (Se) i krzem (Si). Zauważ, że hel (He) jest jedynym gazem szlachetnym z tylko dwoma elektronami walencyjnymi.

Przykłady reguły oktetu w wiązaniach jonowych, kowalencyjnych i metalicznych

Gdy atom traci, zyskuje lub dzieli elektrony, powstają różne wiązania, które dają początek nowym związkom. Ogólnie rzecz biorąc, możemy podzielić te wiązania na trzy główne warianty: wiązanie jonowe, wiązanie kowalencyjne lub wiązanie metaliczne.

Kiedy element traci lub zyskuje elektrony, aby się ustabilizować, całkowicie przenosząc swoje elektrony walencyjne, jest zwane wiązaniem jonowym, podczas gdy jeśli elektrony są wspólne dla gatunku w grze, nazywa się to wiązaniem kowalencyjny. Wreszcie, jeśli pierwiastki, które wchodzą w grę, to metale, których kationy są zjednoczone zanurzone w morzu elektronów, wiązanie będzie metaliczne. Każdy z tych typów związków ma określone cechy, jednak łączy je cecha: Powszechnie, oddziaływanie elektronów zachodzi w poszukiwaniu stabilności i najniższej energii, aby spełnić zasadę Oktet.

Przyjrzyjmy się bardziej szczegółowo każdemu z połączeń. W przypadku wiązania kowalencyjnego wynika to z możliwości dzielenia się elektronami, co zwykle dzieje się między pierwiastki niemetaliczne takie jak: Cl2 (Chlor Molekularny) czy CO2 (Dwutlenek Węgla) a nawet H2O (Woda). Siły międzycząsteczkowe, które rządzą tymi połączeniami, będą powód z innej sekcji.

W przypadku złączy metalicznych wspominamy, że występuje między metalami, tak jak w przypadku miedzi (Cu), aluminium (Al) czy cyny (Sn). Ponieważ metale mają tendencję do oddawania swoich elektronów w celu stabilizacji, utworzą naładowane gatunki zwane kationy (o ładunkach dodatnich), te jony zanurzone w dużej chmurze elektronowej tworzą związki metaliczny. Elektrony mogą być swobodnie rozproszone w tej strukturze. Siły, które je łączą, to siły metaliczne, które nadają mu pewne cechy, takie jak wysoka przewodność.

Wiązanie jonowe charakteryzuje się siłami atrakcja między bardzo intensywnymi elementami, które ją tworzą, zwanymi siłami elektrostatycznymi, a dzieje się tak, ponieważ, jak widzieliśmy, istnieje osiągać oraz transfer netto elektronów między pierwiastkami tworzącymi naładowane jony. Na ogół są to związki utworzone przez pierwiastek metaliczny i niemetaliczny, których różnica elektroujemności jest tak duża, że ​​umożliwia oddawanie elektronów walencyjnych. Zazwyczaj ty wyjdź Są to związki jonowe takie jak: NaCl (chlorek sodu, sól kuchenna) oraz LiBr (bromek litu).

Istnienie tych trzech wiązań tłumaczy się jako przejście pod względem elektroujemności związków, które je tworzą. Gdy różnica elektroujemności jest bardzo duża, pierwiastki mają tendencję do tworzenia wiązań jonowych, podczas gdy Elementy o podobnych elektroujemnościach będą miały tendencję do wspólnego wiązania elektronów i będą wiązaniami typu kowalencyjny. Gdy nie ma różnicy elektroujemności między pierwiastkami (na przykład Br2), wiązanie będzie niepolarne kowalencyjne, podczas gdy że wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności wiązanie kowalencyjne staje się dalej spolaryzowane, przechodząc od słabego do silny.

Bibliografia

• Notatki przewodniczącego, Chemia Ogólna I, UNMdP, Wydział Inżynieria, 2019.