Oktet kuralı - Octet rule
Oktet kuralı a, kimyasal başparmak kuralı olduğu teorisine yansıtan ana grup elemanları eğilimi bağ her birinin bir şekilde atomu sekiz sahip elektronların onun içinde valans kabuk bunu aynı veren elektronik konfigürasyonu bir şekilde soy gaz . Kural özellikle karbon , nitrojen , oksijen ve halojenler için değil aynı zamanda sodyum veya magnezyum gibi metaller için de geçerlidir . için ikili kuralı gibi diğer öğeler için başka kurallar mevcuttur.hidrojen ve helyum veya geçiş metalleri için 18 elektron kuralı .
Değerlik elektronları, karbondioksit için sağda gösterildiği gibi bir Lewis elektron nokta diyagramı kullanılarak sayılabilir . Bir kovalent bağda iki atom tarafından paylaşılan elektronlar , her atom için bir kez olmak üzere iki kez sayılır. Karbondioksitte her oksijen, merkezi karbonla, oksijenin kendisinden iki (kırmızı ile gösterilen) ve karbondan iki (siyah ile gösterilen) olmak üzere dört elektronu paylaşır. Bu elektronların dördü hem karbon oktetinde hem de oksijen oktetinde sayılır, böylece her iki atomun da oktet kuralına uyduğu kabul edilir.
Örnek: sodyum klorür (NaCl)
İyonik bağ , atom çiftlerinden birinin düşük elektronegatifliğe sahip bir metal ( sodyum gibi ) ve ikincisinin yüksek elektronegatifliğe sahip bir ametal ( klor gibi ) olduğu atom çiftleri arasında yaygındır .
Bir klor atomunun üçüncü ve dış elektron kabuğunda yedi elektron vardır, birinci ve ikinci kabuk sırasıyla iki ve sekiz elektronla doldurulur. Klorun ilk elektron ilgisi (klor, Cl - ' yi oluşturmak üzere bir elektron kazandığında açığa çıkan enerji ), klor atomunun molü başına 349 kJ'dir. İkinci bir elektron ekleme varsayımsal Cl oluşturmak üzere 2- enerji, kimyasal bir bağ oluşumu ile geri alınamaz enerji gerektirir. Sonuç çok sık Cl olduğu gibi, dış kabuk sekiz elektron yüksek (tam bir sekizli) sahip olan bir bileşik oluşturacak klordur - .
Bir sodyum atomunun en dıştaki elektron kabuğunda tek bir elektronu vardır, birinci ve ikinci kabuklar sırasıyla iki ve sekiz elektronla doludur. Bu dış elektronu uzaklaştırmak için sadece bir mol sodyum atomu için +495.8 kJ olan ilk iyonlaşma enerjisi , az miktarda enerji gerekir. Buna karşılık, ikinci elektron daha derindeki ikinci elektron kabuğunda bulunur ve çıkarılması için gereken ikinci iyonlaşma enerjisi çok daha büyüktür: mol başına +4562 kJ. Bu nedenle, çoğu durumda sodyum, tek bir elektron kaybettiği ve sekiz elektron veya oktetten oluşan tam bir dış kabuğa sahip olduğu bir bileşik oluşturacaktır.
Bir sodyum atomundan bir klor atomuna bir elektron aktarmak için gereken enerji (sodyumun 1. iyonlaşma enerjisi ile klorun elektron ilgisi arasındaki fark) küçüktür: +495.8 − 349 = +147 kJ mol -1 . Bu enerji kolayca telafi edilir latis enerjisi ve sodyum klorür -783 kJ.mol: -1 . Bu, bu durumda oktet kuralının açıklamasını tamamlar.
Tarih
1864 yılında İngiliz kimyager John Newlands bilinen altmış iki elementi fiziksel özelliklerine göre sekiz gruba ayırdı.
19. yüzyılın sonlarında, koordinasyon bileşiklerinin (eski adıyla “moleküler bileşikler” olarak adlandırılır) atomların veya moleküllerin bir araya gelmesiyle, ilgili atomların değerlerinin görünüşte tatmin olacağı şekilde oluşturulduğu biliniyordu. 1893'te Alfred Werner , bir merkezi atomla (" koordinasyon sayısı ") ilişkili atom veya grupların sayısının genellikle 4 veya 6 olduğunu gösterdi; maksimum 8'e kadar olan diğer koordinasyon numaraları biliniyordu, ancak daha az sıklıktaydı. 1904'te Richard Abegg , koordinasyon sayısı kavramını, atomları elektron vericileri veya alıcıları olarak ayırdığı ve modern oksidasyon durumları kavramına büyük ölçüde benzeyen pozitif ve negatif değerlik durumlarına yol açtığı bir değerlik kavramına genişleten ilk kişilerden biriydi . Abegg maksimum pozitif ve negatif arasındaki fark dikkat çekti valences bir bir elemanı onun model altında sekiz sık olduğunu. 1916'da Gilbert N. Lewis , bu kavrayışı Abegg kuralı olarak adlandırdı ve onu kübik atom modelini ve değerlik ve değerlik elektronları arasında ayrım yapmaya başlayan "sekiz kuralı"nı formüle etmeye yardımcı olmak için kullandı . 1919'da Irving Langmuir bu kavramları daha da geliştirdi ve onları "kübik oktet atom" ve "sekizli teori" olarak yeniden adlandırdı. "Oktet teorisi", şimdi "sekizli kuralı" olarak bilinen şeye dönüştü.
Walther Kossel ve Gilbert N. Lewis , soy gazların sıradan koşullar altında kimyasal reaksiyonlarda yer alma eğiliminde olmadığını gördüler. Bu gözlem temelinde, bu sonucuna atomu bir asil gazlar stabil olan ve bu sonuca göre bunlar bir teori önerilen valans 1916 yılında "değerlikli elektronik teorisi" olarak bilinen:
Kimyasal bir bağın oluşumu sırasında atomlar, en yakın soy gaz konfigürasyonunu elde edecek şekilde elektron alarak, kaybederek veya paylaşarak bir araya gelirler.
Kuantum teorisinde açıklama
Atomun kuantum teorisi, sekiz elektronu, s 2 p 6 elektron konfigürasyonuna sahip kapalı bir kabuk olarak açıklar . Kapalı kabuk konfigürasyonu, düşük enerji seviyelerinin dolu ve daha yüksek enerji seviyelerinin boş olduğu bir konfigürasyondur. Örneğin, neon atom temel durumu, dolu bir n = 2 kabuğuna (2s 2 2p 6 ) ve boş bir n = 3 kabuğuna sahiptir. Oktet kuralına göre, periyodik tablodaki (yani C, N, O, F, Na, Mg ve Al) neondan hemen önceki ve sonraki atomlar, elektron alarak, kaybederek veya paylaşarak benzer bir konfigürasyon elde etme eğilimindedir.
Argon atomu bir analog 3s sahip 2 3p 6 konfigürasyonu. Boş bir 3d seviyesi de vardır, ancak 3s ve 3p'den (hidrojen atomunun aksine) oldukça yüksek enerjidedir, bu nedenle 3s 2 3p 6 hala kimyasal amaçlar için kapalı bir kabuk olarak kabul edilir. Argondan hemen önceki ve sonraki atomlar, bileşiklerde bu konfigürasyona ulaşma eğilimindedir. Bununla birlikte, tartışmalı olmasına rağmen, 3d seviyesinin bağlanmada rol oynayabileceği bazı hipervalent moleküller vardır (aşağıya bakınız).
İçin helyum 1s böylece, kuantum teorisine göre bir 1p seviyesi yoktur 2 hiç p-elektronlarla kapalı bir kabuktur. Helyumdan önceki ve sonraki atomlar (H ve Li) bir düet kuralı izler ve helyum ile aynı 1s 2 konfigürasyonuna sahip olma eğilimindedir .
istisnalar
Birçok reaktif ara ürün kararsızdır ve oktet kuralına uymaz. Bu gibi türler içerir karben , boran gibi serbest radikalleri gibi radikal metil (CH 3 bir de, eşleşmemiş bir elektronu vardır) yörünge dışı bağ karbon atomu üzerinde ve aynı yörünge ters spin hiçbir elektron. Diğer bir örnek, ozon tabakasına zararlı olduğu bilinen CFC'ler tarafından üretilen klor radikalidir . Bu moleküller genellikle oktetlerini tamamlayacak şekilde reaksiyona girerler.
Kararlı tek elektronlu moleküller ve hipervalent moleküller genellikle oktet kuralını ihlal ettikleri öğretilse de, ab initio moleküler orbital hesaplamaları onların büyük ölçüde oktet kuralına uyduklarını gösterir (aşağıdaki üç elektronlu bağlar ve hipervalent moleküller bölümlerine bakın).
Üç elektronlu bağlar
Bazı kararlı moleküler radikaller (örneğin nitrik oksit , NO), bağlı her bir atomun oktetine bir paylaşılan ve bir ortaklanmamış elektron katan üç elektronlu bir bağ vasıtasıyla oktet konfigürasyonları elde eder. NO'da, her atomdaki oktet, üç elektronlu bağdan iki elektron, artı iki iki elektronlu bağdan dört elektron ve yalnızca o atomdaki bağ yapmayan yalnız bir elektron çiftinden iki elektrondan oluşur . Her iki elektronlu bağ bir bağ olarak sayılırken, üç elektronlu bağ yalnızca bir ortak elektrona sahip olduğundan ve bu nedenle bir yarım bağa karşılık geldiğinden, bağ sırası 2.5'tir.
Dioksijen bazen iki çift ortak elektron içeren bir çift bağla (O=O) oktet kuralına uyarak temsil edilir. Ancak bu molekülün temel durumu paramanyetiktir , bu da eşleşmemiş elektronların varlığını gösterir. Pauling, bu molekülün aslında iki adet üç elektronlu bağ ve bir adet normal kovalent (iki elektronlu) bağ içerdiğini öne sürdü. Her atomdaki oktet, her üç elektronlu bağdan iki elektron, artı kovalent bağın iki elektronu ve bir yalnız çift bağ yapmayan elektrondan oluşur. Tahvil sırası 1+0.5+0.5=2'dir.
hipervalent moleküller
Periyodik tablonun üçüncü ve daha sonraki sıralar halinde ana grup elemanları hypercoordinate veya oluşturabilen hipervalant molekülleri gibi merkezi ana grup atomunun birden fazla dört atomuna bağlı olduğu, fosfor pentaflorür , PF 5 ve sülfür heksaflorid , SF 6 . Örneğin, PF 5'te , beş farklı elektron çiftinin paylaşıldığı beş gerçek kovalent bağ olduğu varsayılırsa , fosfor, oktet kuralına aykırı olarak 10 değerlik elektronu ile çevrili olacaktır. Kuantum mekaniğinin ilk günlerinde Pauling , üçüncü sıra atomların bir s, üç p ve bir d orbitali kullanarak beş bağ veya bir s, üç p ve iki d orbital kullanarak altı bağ oluşturabileceğini öne sürdü. Beş bağ oluşturmak için, bir s, üç p ve bir d orbitali birleşerek her biri bir halojen atomuyla bir elektron çiftini paylaşan beş sp 3 d hibrit orbital oluşturur, toplam 10 ortak elektron için, sekizli kuralın öngördüğünden iki fazla . Altı bağ oluşturmaya benzer şekilde, altı sp 3 d 2 hibrit orbital, 12 ortak elektronlu altı bağ oluşturur. Bu modelde, boş d orbitallerinin mevcudiyeti, fosfor ve kükürt gibi üçüncü sıradaki atomların dörtten fazla kovalent bağ oluşturabildiği gerçeğini açıklamak için kullanılırken, nitrojen ve oksijen gibi ikinci sıradaki atomların sekizli kuralı tarafından katı bir şekilde sınırlandırıldığı gerçeğini açıklamak için kullanılır. .
Ancak diğer modeller, oktet kuralına uygun olarak yalnızca s ve p orbitallerini kullanarak bağlanmayı tanımlar. Bir valens bağ PF açıklaması 5 kullanımları rezonans farklı PF arasında 4 + F - yapılar, yani her bir F dört yapılarda bir kovalent bağ ve bir yapıda bir iyonik bağla bağlanmış olduğu. Her rezonans yapısı, P üzerinde sekiz değerlik elektronuna sahiptir. Bir moleküler yörünge teorisi açıklaması, en yüksek dolu moleküler yörüngeyi , dört dolu bağ orbitaline ek olarak, beş flor atomunda lokalize olmayan bir bağlanmayan yörünge olarak kabul eder, bu nedenle yine sadece sekiz değerlik vardır. Fosfor üzerindeki elektronlar. Oktet kuralının hipervalent moleküller için geçerliliği, d fonksiyonlarının bağlanma orbitallerine katkısının küçük olduğunu gösteren ab initio moleküler orbital hesaplamaları ile daha da desteklenir .
Bununla birlikte, tarihsel nedenlerle, P, S, Se veya I gibi elementlerin etrafında sekizden fazla elektron içeren yapılar ders kitaplarında ve araştırma makalelerinde hala yaygındır. Kimyasal bağda d kabuk genleşmesinin önemsizliğine rağmen, bu uygulama yapıların çok sayıda formal yük veya kısmi bağ kullanılmadan gösterilmesine izin verir ve IUPAC tarafından, durumu daha iyi yansıtan tasvirlere tercih edilerek uygun bir formalizm olarak önerilir. yapıştırma. Öte yandan, Be, B, C, N, O veya F çevresinde sekizden fazla elektron (veya H, He veya Li çevresinde ikiden fazla) göstermek çoğu otorite tarafından bir hata olarak kabul edilir.
Diğer kurallar
Oktet kuralı yalnızca ana grup öğeleri için geçerlidir . Diğer elementler , değerlik elektron konfigürasyonları ana grup elementlerinden farklı olduğu için diğer elektron sayma kurallarını takip eder . Bu diğer kurallar aşağıda gösterilmiştir:
| Öğe türü | İlk kabuk | p-blok ( Ana grup ) |
d-blok ( Geçiş metali ) |
|---|---|---|---|
| Elektron sayma kuralları | Düet/Duplet kuralı | sekizli kuralı | 18 elektron kuralı |
| Tam değerlik yapılandırması | s 2 | s 2 s 6 | d 10 sn 2 p 6 |
- Düet kuralı veya ikilisi kural ilk kabuğun, H, O ve Li-soygaz için de geçerlidir helyum çok kararlıdır dış kabuk, iki elektrona sahip. (1 p alt kabuğu olmadığından , 1 s'yi hemen 2 s izler ve bu nedenle kabuk 1 en fazla 2 değerlik elektronuna sahip olabilir). Hidrojen , bu kararlı konfigürasyonu elde etmek için yalnızca bir ek elektrona ihtiyaç duyarken, lityumun bir tane kaybetmesi gerekir.
- İçin geçiş metalleri , moleküller uymak eğilimindedir 18 elektronlu bir kural değerlik kullanımına karşılık gelen d , s ve s şekilde bağlama olmayan bağlama orbitallerine orbitalleri. Ancak ana grup elementler için oktet kuralından farklı olarak geçiş metalleri 18 elektron kuralına tam olarak uymazlar ve değerlik elektron sayısı 12 ile 18 arasında değişebilir.