- Kas ir okteta likums?
- Okteta likuma piemēri
- Izņēmumi no okteta noteikuma
- Okteta likums un Lūisa struktūra
Mēs izskaidrojam, kas ir okteta noteikums ķīmijā, kurš bija tā radītājs, piemēri un izņēmumi. Arī Lūisa struktūra.
Kas ir okteta likums?
In ķīmija, ir pazīstams kā okteta noteikums vai okteta teorija, lai izskaidrotu veidu, kādā ķīmiskie elementi tas apvieno.
Šo teoriju 1917. gadā izteica amerikāņu ķīmiskais fiziķis Gilberts N. Lūiss (1875-1946) un paskaidro, ka atomi no dažādiem elementiem parasti vienmēr uztur stabilu elektronisko konfigurāciju, atrodot astoņus elektroni jūsu pēdējos enerģijas līmeņos.
Okteta noteikums nosaka, ka dažādu ķīmisko elementu joni, kas atrodami periodiskajā tabulā, parasti pabeidz savu pēdējo enerģijas līmeni ar 8 elektroniem. Šī dēļ, molekulas var iegūt stabilitāti, kas līdzīga tai Cēlgāzes (atrodas galējā labajā pusē no periodiskā tabula), kuru elektroniskā struktūra (ar pēdējo pilno enerģijas līmeni) padara tos ļoti stabilus, tas ir, ne pārāk reaģējošus.
Tādējādi elementiem ar augstu elektronegativitāti (piemēram, halogēniem un amfogēniem, tas ir, elementiem no tabulas 16. grupas) ir tendence “iegūt” elektronus līdz oktetam, bet tiem, kuriem ir zema elektronegativitāte (piemēram, sārmzemju vai sārmzemju) "pazaudēt" elektronus, lai sasniegtu oktetu.
Šis noteikums izskaidro vienu no veidiem, kā atomi veido savas saites, un iegūto molekulu uzvedība un ķīmiskās īpašības būs atkarīgas no to rakstura. Tādējādi okteta noteikums ir praktisks princips, kas kalpo daudzu cilvēku uzvedības prognozēšanai vielas, lai gan tajā ir arī dažādi izņēmumi.
Okteta likuma piemēri
Apsveriet CO2 molekulu, kuras atomi ir valences no 4 (ogleklis) un 2 (skābeklis), kas savienoti ar ķīmiskās saites dubultā. (Ir svarīgi precizēt, ka valence ir elektroni, no kuriem ķīmiskajam elementam ir jāatsakās vai tas ir jāpieņem, lai sasniegtu savu pēdējo enerģijas līmeni, lai tas būtu pilnīgs. Ķīmisko valenci nevajadzētu jaukt ar valences elektroniem, jo pēdējie ir elektroni, kas atrodas pēdējā enerģijas līmenī).
Šī molekula ir stabila, ja katram atomam pēdējā enerģijas līmenī kopā ir 8 elektroni, kas sasniedz stabilu oktetu, kas tiek izpildīts ar 2 elektronu nodalījumu starp oglekļa un skābekļa atomiem:
- Ogleklim ir divi elektroni ar katru skābekli, palielinot elektronu skaitu katra skābekļa pēdējā enerģijas līmenī no 6 līdz 8.
- Tajā pašā laikā katrs skābeklis dala divus elektronus ar oglekli, palielinot elektronu skaitu no 4 līdz 8 pēdējā oglekļa enerģijas līmenī.
Vēl viens veids, kā to aplūkot, būtu tāds, ka pārsūtīto un ņemto elektronu kopskaitam vienmēr jābūt astoņiem.
Tas attiecas uz citām stabilām molekulām, piemēram, nātrija hlorīdu (NaCl).Nātrijs pievieno savu vienu elektronu (valence 1) hloram (valence 7), lai pabeigtu oktetu. Tādējādi mums būtu Na1 + Cl1- (tas ir, nātrijs atteicās no elektrona un ieguva pozitīvu lādiņu, un hlors pieņēma elektronu un līdz ar to negatīvu lādiņu).
Izņēmumi no okteta noteikuma
Okteta noteikumam ir vairāki izņēmumi, tas ir, savienojumi, kas sasniedz stabilitāti, ja tos neregulē elektronu oktets. Tādi atomi kā fosfors (P), sērs (S), selēns (Se), silīcijs (Si) vai hēlijs (He) var uzņemt vairāk elektronu, nekā ieteica Lūiss (hipervalence).
Turpretim ūdeņradis (H), kuram ir viens elektrons vienā atoma orbitālē (telpas apgabalā, kur elektrons, visticamāk, atrodas ap atoma kodolu), ķīmiskajā saitē var pieņemt līdz diviem elektroniem. Citi izņēmumi ir berilijs (Be), kas iegūst stabilitāti tikai ar četriem elektroniem, vai bors (B), kas to iegūst ar sešiem elektroniem.
Okteta likums un Lūisa struktūra
Vēl viens no Luisa lielajiem ieguldījumiem ķīmijā bija viņa slavenais veids, kā attēlot atomu saites, ko mūsdienās sauc par “Lūisa struktūru” vai “Lūisa formulu”.
Tas sastāv no punktu vai domuzīmju izvietošanas, lai attēlotu kopīgos elektronus molekulā un elektronus, kas ir brīvi uz katra atoma.
Šāda veida divdimensiju grafiskais attēlojums ļauj uzzināt atoma valenci, kas mijiedarbojas ar citiem savienojums un vai tas veido vienas, dubultās vai trīskāršās saites, un tas viss ietekmēs molekulāro ģeometriju.
Lai šādā veidā attēlotu molekulu, mums ir jāizvēlas centrālais atoms, kuru ieskauj pārējie (saukti par termināļiem), veidojot saites, līdz tiks sasniegta visu iesaistīto personu valence. Pirmie parasti ir vismazāk elektronegatīvie, bet otrie - visvairāk elektronegatīvie.
Piemēram, attēlojums Ūdens (H2O) parāda brīvos elektronus, kas ir skābekļa atomam, turklāt jūs varat vizualizēt vienkāršās saites starp skābekļa atomu un ūdeņraža atomiem (skābekļa atomam piederošie elektroni ir attēloti sarkanā krāsā un ūdeņraža atomu elektroni melnā krāsā ). Ir attēlota arī acetilēna molekula (C2H2), kurā var vizualizēt trīskāršo saiti starp diviem oglekļa atomiem un vienkāršās saites starp katru oglekļa atomu un ūdeņraža atomu (elektroni, kas pieder pie oglekļa atomiem, ir attēloti sarkanā krāsā un ūdeņraža atomi melnā krāsā).