אנו מסבירים מהו כלל האוקטטים בכימיה, מי היה היוצר שלו, דוגמאות וחריגים. כמו כן, מבנה לואיס.
מהו כלל השמינייה?
ב כִּימִיָה, ידוע בתור כלל האוקטטים או תורת האוקטטים להסבר הדרך שבה האטומים של יסודות כימיים זה משלב.
תיאוריה זו הובאה בשנת 1917 על ידי הפיזיקאי הכימי האמריקאי גילברט נ. לואיס (1875-1946) ומסבירה כי אטומים של האלמנטים השונים בדרך כלל תמיד שומרים על תצורה אלקטרונית יציבה על ידי איתור שמונה אלקטרונים ברמות האנרגיה האחרונות שלך.
כלל האוקטטים קובע שהיונים של היסודות הכימיים השונים המצויים בטבלה המחזורית בדרך כלל משלימים את רמות האנרגיה האחרונות שלהם עם 8 אלקטרונים. בגלל זה, מולקולות יכול לרכוש יציבות דומה לזו של גזים אצילים (ממוקם בקצה הימני של ה טבלה מחזורית), שהמבנה האלקטרוני שלהם (עם רמת האנרגיה המלאה האחרונה שלו) הופך אותם ליציבים מאוד, כלומר לא מאוד תגובתיים.
לפיכך, יסודות בעלי אלקטרושליליות גבוהה (כגון הלוגנים ואמפוגנים, כלומר יסודות מקבוצה 16 בטבלה) נוטים "לצבור" אלקטרונים עד לשמינייה, בעוד שבעלי אלקטרושליליות נמוכה (כגון אדמה אלקליין או אלקליין) נוטים "לאבד" אלקטרונים כדי להגיע לשמינייה.
כלל זה מסביר את אחת הדרכים שבהן אטומים יוצרים את הקשרים שלהם, וההתנהגות והתכונות הכימיות של המולקולות המתקבלות יהיו תלויות בטבען. לפיכך, כלל השמינייה הוא עיקרון מעשי המשמש לניבוי התנהגותם של רבים חומרים, אם כי הוא מציג גם חריגים שונים.
דוגמאות לכלל השמינייה
קחו בחשבון מולקולת CO2 שיש לאטומים שלה ערכיות של 4 (פחמן) ו-2 (חמצן), מצטרפים על ידי קישורים כימיים לְהַכפִּיל. (חשוב להבהיר שערכיות הם האלקטרונים שעל יסוד כימי צריך לוותר או לקבל כדי להגיע לרמת האנרגיה האחרונה שלו כדי שתהיה מלאה. אין לבלבל בין ערכיות כימית לבין אלקטרוני ערכיות, שכן האחרונים הם האלקטרונים שנמצאים ברמת האנרגיה האחרונה).
מולקולה זו יציבה אם לכל אטום יש בסך הכל 8 אלקטרונים ברמת האנרגיה האחרונה שלו, ומגיעה לאוקטטה היציבה, שמתמלאת עם תא 2 האלקטרונים בין אטומי הפחמן והחמצן:
- פחמן חולק שני אלקטרונים עם כל חמצן, ומגדיל את האלקטרונים ברמת האנרגיה האחרונה של כל חמצן מ-6 ל-8.
- במקביל, כל חמצן חולק שני אלקטרונים עם פחמן, ומגדיל את האלקטרונים מ-4 ל-8 ברמת האנרגיה האחרונה של פחמן.
דרך נוספת להסתכל על זה היא שסך האלקטרונים המועברים ונלקחים חייב להיות תמיד שמונה.
זה המקרה של מולקולות יציבות אחרות, כמו נתרן כלורי (NaCl).נתרן תורם את האלקטרון היחיד שלו (ערכיות 1) לכלור (ערכיות 7) כדי להשלים את השמינייה. כך, יהיה לנו Na1 + Cl1- (כלומר, נתרן ויתר על אלקטרון, וקיבל מטען חיובי, וכלור קיבל אלקטרון ואיתו מטען שלילי).
חריגים לכלל השמינייה
לכלל האוקטט יש כמה יוצאי דופן, כלומר תרכובות המשיגות יציבות מבלי להיות נשלטת על ידי אוקטט האלקטרונים. אטומים כמו זרחן (P), גופרית (S), סלניום (Se), סיליקון (Si) או הליום (He) יכולים להכיל יותר אלקטרונים ממה שהוצע על ידי לואיס (יתר ערכיות).
לעומת זאת, מימן (H), שיש לו אלקטרון בודד במסלול אטומי בודד (אזור החלל שבו סביר להניח שאלקטרון יימצא סביב גרעין האטום), יכול לקבל עד שני אלקטרונים בקשר כימי. חריגים נוספים הם בריליום (Be), אשר מקבל יציבות עם ארבעה אלקטרונים בלבד, או בורון (B), אשר עושה זאת עם שישה.
שלטון אוקטט ומבנה לואיס
עוד אחת מהתרומות הגדולות של לואיס לכימיה הייתה הדרך המפורסמת שלו לייצוג קשרים אטומיים, הידועה כיום כ"מבנה לואיס" או "נוסחת לואיס".
זה מורכב מהצבת נקודות או מקפים כדי לייצג את האלקטרונים המשותפים במולקולה ואת האלקטרונים החופשיים על כל אטום.
סוג זה של ייצוג גרפי דו מימדי מאפשר לדעת את הערכיות של אטום המקיים אינטראקציה עם אחרים ב מתחם והאם הוא יוצר קשרים בודדים, כפולים או משולשים, כולם ישפיעו על הגיאומטריה המולקולרית.
כדי לייצג מולקולה בצורה זו עלינו לבחור אטום מרכזי, אשר יהיה מוקף באחרים (המכונים טרמינלים) המקימים קשרים עד שיגיע לערכיות של כל המעורבים. הראשונים הם בדרך כלל הכי פחות אלקטרוניים ושליליים והאחרונים הכי אלקטרוניים.
לדוגמה, הייצוג של מים (H2O) מראה את האלקטרונים החופשיים שיש לאטום החמצן, בנוסף ניתן לדמיין את הקשרים הפשוטים בין אטום החמצן לאטומי המימן (האלקטרונים השייכים לאטום החמצן מיוצגים באדום ואלו של האטומים מימן בשחור ). גם מולקולת האצטילן (C2H2) מיוצגת, שבה ניתן לדמיין את הקשר המשולש בין שני אטומי הפחמן ואת הקשרים הבודדים בין כל אטום פחמן ואטום מימן (האלקטרונים השייכים לאטומי הפחמן מיוצגים באדום ואלו של אטומי מימן בשחור).