1.5: Правило октету - іонне та ковалентне склеювання (огляд)

Мета навчання

Малюйте, інтерпретуйте та перетворюйте між структурами Льюїса (Kekule), конденсованих та ліній зв'язку

Примітка: Огляд загальної хімії в розділах 1.3 - 1.6 інтегрований у вищезазначену ціль навчання з органічної хімії в розділах 1.7 та 1.8.

Для органічної хімії акцент робиться на хімії вуглецю. Хімія вуглецю стає більш цікавою, коли вуглець пов'язаний з киснем та/або азотом або іншими гетероатомами, атомами, які НЕ є вуглецем або воднем. Тому правило октету є сильним фактором органічної хімії і порушується лише невуглецевими елементами, такими як водень, бор, алюміній, сірка та фосфор.

Чому одні речовини хімічно пов'язані молекули, а інші є асоціацією іонів? Відповідь на це питання залежить від електронних структур атомів і природи хімічних сил всередині сполук. Хоча різко визначених меж немає, хімічні зв'язки, як правило, класифікуються на три основні типи: іонні зв'язки, ковалентні зв'язки та металеві зв'язки. У цьому розділі буде розглянуто кожен тип зв'язку та загальні властивості, виявлені у типових речовин, в яких зустрічається тип зв'язку

1. Іонні зв'язки виникають в результаті електростатичних сил, які існують між іонами протилежного заряду. Ці зв'язки, як правило, включає в себе метал з неметалевим
2. Ковалентні зв'язки виникають внаслідок спільного використання електронів між двома атомами. Облігації, як правило, включають один неметалічний елемент з іншим.
3. Металеві зв'язки Ці зв'язки знаходяться в твердих металах (мідь, залізо, алюміній) з кожним металом, пов'язаним з декількома сусідніми групами і зв'язуючи електрони вільно переміщатися по всій тривимірній структурі.

Малюнок\(\PageIndex{1}\): Г.Н. Льюїс і Правило Октету. (а) Льюїс працює в лабораторії. (б) У оригінальному ескізі Льюїса для правила октету він спочатку розміщував електрони по кутах куба, а не розміщував їх, як ми робимо зараз.

Правило октету

У 1904 році Річард Абегг сформулював те, що зараз відомо як правило Абегга, яке стверджує, що різниця між максимальною позитивною та негативною валентністю елемента часто становить вісім. Це правило було використано пізніше в 1916 році, коли Гілберт Н. Льюїс сформулював «правило октета» у своїй теорії кубічних атомів. Правило октету посилається на тенденцію атомів віддавати перевагу мати вісім електронів у валентній оболонці. Коли атоми мають менше восьми електронів, вони, як правило, реагують і утворюють більш стійкі сполуки. Атоми будуть реагувати, щоб потрапити в максимально стійкий стан з можливих. Повний октет дуже стабільний, тому що всі орбіталі будуть заповнені. Атоми з більшою стабільністю мають меншу енергію, тому реакція, що збільшує стабільність атомів, вивільнить енергію у вигляді тепла або світла; реакції, що знижують стабільність, повинні поглинати енергію, стаючи холодніше.

Правило октету: Атоми часто набирають, втрачають або ділять електрони, щоб досягти такої ж кількості електронів, як благородний газ, найближчий до них у періодичній таблиці.

При обговоренні правила октету ми не розглядаємо d або f електронів. У правилі октета беруть участь тільки електрони s і p, що робить його корисним правилом для елементів основної групи (елементів не в перехідному металі або внутрішньо-перехідних металевих блоках); октет в цих атомах відповідає електронна конфігурація, що закінчується s ² p ⁶.

Ковалентні облігації

Ковалентні зв'язки утворюються, коли атоми поділяють електрони. Водень є першим елементом оболонки, що має лише один валентний електрон, тому він може утворювати лише один зв'язок, створюючи дует, виняток із правила октета. За допомогою чотирьох валентних електронів вуглець може утворювати чотири зв'язки для створення октету.

1. Зазвичай два електрони пари вгору і утворюють зв'язок, наприклад,\(H_2\)
2. Для більшості атомів у валентній оболонці (октетна структура) буде максимум вісім електронів, наприклад,\(CH_4\)

Малюнок 1: Склеювання в\(H_2\) і метан (\(CH_4\))

Інша тенденція атомів полягає в підтримці нейтрального заряду. Тільки благородні гази (елементи на крайньому правому стовпці періодичної таблиці) мають нульовий заряд із заповненими валентними октетами. Всі інші елементи мають заряд, коли вони мають вісім електронів для себе. Результатом цих двох керівних принципів є пояснення більшої частини реактивності та зв'язку, що спостерігається всередині атомів: атоми прагнуть ділитися електронами таким чином, що мінімізує заряд, виконуючи октет у валентній оболонці.

Іонні облігації

Деякі атоми не поділяють електрони. Енергетично сприятливіше повністю набирати або втрачати електрони для утворення іонів. Іонні сполуки утворюються через електростатичне тяжіння іонів для створення кристалічної решітки.

Формула кухонної солі - NaCl. Це результат склеювання між собою іонів Na ⁺ і Cl ^- іонів. Якщо метал натрію і газ хлору змішуються при правильних умовах, вони утворюють сіль. Натрій втрачає електрон, а хлор отримує цей електрон. В процесі виділяється велика кількість світла і тепла. Отримана сіль здебільшого нереактивна — вона стабільна. Він не зазнає ніяких вибухових реакцій, на відміну від натрію і хлору, з яких він виготовлений. Чому? Посилаючись на правило октета, атоми намагаються отримати електронну конфігурацію благородного газу, яка становить вісім валентних електронів. Натрій має один валентний електрон, тому відмова від нього призведе до тієї ж конфігурації електронів, що і неон. Хлор має сім валентних електронів, тому, якщо він візьме один, він матиме вісім (октет). Хлор має електронну конфігурацію аргону, коли він отримує електрон.

Правило октету могло б бути задоволено, якби хлор відмовився від усіх семи своїх валентних електронів і натрій забрав їх. У такому випадку обидва матимуть електронні конфігурації благородних газів з повною валентною оболонкою. Однак їх звинувачення були б набагато вище. Це були б Na ^7- і Cl ⁷⁺, які набагато менш стабільні, ніж Na ⁺ і Cl ^-. Атоми більш стабільні, коли у них немає заряду, або невеликого заряду.

Приклад іонних облігацій

Символи точки Льюїса також можуть бути використані для представлення іонів в іонних сполуках. Реакцію цезію з фтором, наприклад, на отримання іонної сполуки CsF можна записати наступним чином:

На Cs ⁺ немає крапок у продукті, оскільки цезій втратив свій єдиний валентний електрон до фтору. Перенесення цього електрона виробляє іон Cs ⁺, який має валентну електронну конфігурацію Xe, і F ⁻ іон, який має загалом вісім валентних електронів (октет) та електронну конфігурацію Ne. Цей опис узгоджується з твердженням, що серед основних елементів групи іони в простих бінарних іонних сполуках зазвичай мають електронні конфігурації найближчого благородного газу. Заряд кожного іона записується в твір, а аніон і його електрони укладені в дужки. Це позначення підкреслює, що іони пов'язані електростатично; ніякі електрони не поділяються між двома елементами.

Noble Gases

The noble gases rarely form compounds. They have the most stable configuration (full octet, no charge), so they have no reason to react and change their configuration. All other elements attempt to gain, lose, or share electrons to achieve a noble gas configuration.

Summary

Lewis dot symbols can be used to predict the number of bonds formed by most elements in their compounds. One convenient way to predict the number and basic arrangement of bonds in compounds is by using Lewis electron dot symbols, which consist of the chemical symbol for an element surrounded by dots that represent its valence electrons, grouped into pairs often placed above, below, and to the left and right of the symbol. The structures reflect the fact that the elements in period 2 and beyond tend to gain, lose, or share electrons to reach a total of eight valence electrons in their compounds, the so-called octet rule. Hydrogen, with only two valence electrons, does not obey the octet rule.

Exercises

Lewis

Contributors and Attributions

• Template:ContribBlaber
• National Programme on Technology Enhanced Learning (India)