• Τι είναι ο κανόνας της οκτάδας;
• Παραδείγματα του κανόνα της οκτάδας
• Εξαιρέσεις στον κανόνα της οκτάδας
• Κανόνας οκτάδας και δομή Lewis

Εξηγούμε ποιος είναι ο κανόνας της οκτάδας στη χημεία, ποιος ήταν ο δημιουργός του, παραδείγματα και εξαιρέσεις. Επίσης, η δομή Lewis.

Τα μόρια είναι σταθερά όταν κάθε άτομο έχει 8 ηλεκτρόνια στο τελευταίο ενεργειακό του επίπεδο.

Τι είναι ο κανόνας της οκτάδας;

Σε χημεία, είναι γνωστός ως κανόνας οκτάδας ή θεωρία οκτάδας για την εξήγηση του τρόπου με τον οποίο τα άτομα του χημικά στοιχεία συνδυάζει.

Αυτή η θεωρία διατυπώθηκε το 1917 από τον Αμερικανό χημικό φυσικό Gilbert N. Lewis (1875-1946) και εξηγεί ότι η άτομα από τα διαφορετικά στοιχεία συνήθως διατηρούν πάντα μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση εντοπίζοντας οκτώ ηλεκτρόνια στα τελευταία σας επίπεδα ενέργειας.

Ο κανόνας της οκτάδας αναφέρει ότι τα ιόντα των διαφόρων χημικών στοιχείων που βρίσκονται στον Περιοδικό Πίνακα συνήθως συμπληρώνουν τα τελευταία ενεργειακά τους επίπεδα με 8 ηλεκτρόνια. Εξαιτίας αυτού, μόρια μπορεί να αποκτήσει σταθερότητα παρόμοια με αυτή του ευγενή αέρια (βρίσκεται στο άκρο δεξιά του Περιοδικός Πίνακας), των οποίων η ηλεκτρονική δομή (με το τελευταίο πλήρες ενεργειακό επίπεδο) τα καθιστά πολύ σταθερά, δηλαδή όχι πολύ αντιδραστικά.

Έτσι, στοιχεία με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (όπως αλογόνα και αμφογόνα, δηλαδή στοιχεία από την ομάδα 16 του Πίνακα) τείνουν να «κερδίζουν» ηλεκτρόνια μέχρι την οκτάδα, ενώ εκείνα με χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα (όπως αλκαλική ή αλκαλική γη) τείνουν να «χάνουν» ηλεκτρόνια για να φτάσουν στην οκτάδα.

Αυτός ο κανόνας εξηγεί έναν από τους τρόπους με τους οποίους τα άτομα σχηματίζουν τους δεσμούς τους και η συμπεριφορά και οι χημικές ιδιότητες των μορίων που προκύπτουν θα εξαρτηθούν από τη φύση τους. Έτσι, ο κανόνας της οκτάδας είναι μια πρακτική αρχή που χρησιμεύει στην πρόβλεψη της συμπεριφοράς πολλών ουσίες, αν και παρουσιάζει και διαφορετικές εξαιρέσεις.

Παραδείγματα του κανόνα της οκτάδας

Στο νερό, το οξυγόνο συμπληρώνει το τελευταίο ενεργειακό του επίπεδο με 8 ηλεκτρόνια και το υδρογόνο με 2.

Θεωρήστε ένα μόριο CO2 του οποίου τα άτομα έχουν σθένους από 4 (άνθρακας) και 2 (οξυγόνο), ενωμένα με χημικούς δεσμούς διπλό. (Είναι σημαντικό να διευκρινιστεί ότι το σθένος είναι τα ηλεκτρόνια που ένα χημικό στοιχείο πρέπει να εγκαταλείψει ή να αποδεχθεί για να επιτευχθεί το τελευταίο ενεργειακό του επίπεδο για να ολοκληρωθεί. Το χημικό σθένος δεν πρέπει να συγχέεται με τα ηλεκτρόνια σθένους, καθώς τα τελευταία είναι τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο).

Αυτό το μόριο είναι σταθερό εάν κάθε άτομο έχει 8 ηλεκτρόνια συνολικά στο τελευταίο ενεργειακό του επίπεδο, φτάνοντας στη σταθερή οκτάδα, η οποία πληρούται με το διαμέρισμα των 2 ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων άνθρακα και οξυγόνου:

• Ο άνθρακας μοιράζεται δύο ηλεκτρόνια με κάθε οξυγόνο, αυξάνοντας τα ηλεκτρόνια στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο κάθε οξυγόνου από 6 σε 8.
• Ταυτόχρονα, κάθε οξυγόνο μοιράζεται δύο ηλεκτρόνια με τον άνθρακα, αυξάνοντας τα ηλεκτρόνια από 4 σε 8 στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο του άνθρακα.

Ένας άλλος τρόπος να το δούμε θα ήταν ότι το σύνολο των ηλεκτρονίων που μεταφέρονται και λαμβάνονται πρέπει πάντα να είναι οκτώ.

Αυτό ισχύει για άλλα σταθερά μόρια, όπως το χλωριούχο νάτριο (NaCl).Το νάτριο συνεισφέρει το μοναδικό του ηλεκτρόνιο (σθένος 1) στο χλώριο (σθένος 7) για να συμπληρώσει την οκτάδα. Έτσι, θα είχαμε Na1 + Cl1- (δηλαδή, το νάτριο έδωσε ένα ηλεκτρόνιο, και απέκτησε θετικό φορτίο, και το χλώριο δεχόταν ένα ηλεκτρόνιο και μαζί του ένα αρνητικό φορτίο).

Εξαιρέσεις στον κανόνα της οκτάδας

Ο κανόνας της οκτάδας έχει αρκετές εξαιρέσεις, δηλαδή ενώσεις που επιτυγχάνουν σταθερότητα χωρίς να διέπονται από την οκτάδα ηλεκτρονίων. Άτομα όπως ο φώσφορος (P), το θείο (S), το σελήνιο (Se), το πυρίτιο (Si) ή το ήλιο (He) μπορούν να φιλοξενήσουν περισσότερα ηλεκτρόνια από αυτά που προτείνει ο Lewis (υπερσθενές).

Αντίθετα, το υδρογόνο (Η), το οποίο έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο σε ένα ατομικό τροχιακό (η περιοχή του χώρου όπου είναι πιο πιθανό να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο γύρω από τον ατομικό πυρήνα), μπορεί να δεχθεί έως και δύο ηλεκτρόνια σε έναν χημικό δεσμό. Άλλες εξαιρέσεις είναι το βηρύλλιο (Be), το οποίο αποκτά σταθερότητα με μόλις τέσσερα ηλεκτρόνια, ή το βόριο (Β), που το κάνει με έξι.

Κανόνας οκτάδας και δομή Lewis

Η δομή Lewis επιτρέπει την οπτικοποίηση των ελεύθερων και κοινών ηλεκτρονίων.

Μια άλλη μεγάλη συνεισφορά του Lewis στη χημεία ήταν ο διάσημος τρόπος αναπαράστασης των ατομικών δεσμών, γνωστός σήμερα ως «δομή Lewis» ή «φόρμουλα Lewis».

Αποτελείται από την τοποθέτηση κουκκίδων ή παύλων που αντιπροσωπεύουν τα κοινά ηλεκτρόνια σε ένα μόριο και τα ηλεκτρόνια που είναι ελεύθερα σε κάθε άτομο.

Αυτός ο τύπος δισδιάστατης γραφικής αναπαράστασης επιτρέπει να γνωρίζουμε το σθένος ενός ατόμου που αλληλεπιδρά με άλλα σε ένα χημική ένωση και αν σχηματίζει απλούς, διπλούς ή τριπλούς δεσμούς, όλοι αυτοί θα επηρεάσουν τη μοριακή γεωμετρία.

Για να αναπαραστήσουμε ένα μόριο με αυτόν τον τρόπο πρέπει να επιλέξουμε ένα κεντρικό άτομο, το οποίο θα περιβάλλεται από τα άλλα (που ονομάζονται τερματικά) δημιουργώντας δεσμούς μέχρι να φτάσουν τα σθένη όλων των εμπλεκομένων. Τα πρώτα είναι συνήθως τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά και τα δεύτερα τα πιο ηλεκτραρνητικά.

Για παράδειγμα, η αναπαράσταση του Νερό (H2O) δείχνει τα ελεύθερα ηλεκτρόνια που έχει το άτομο οξυγόνου, επιπλέον μπορείτε να οπτικοποιήσετε τους απλούς δεσμούς μεταξύ του ατόμου οξυγόνου και των ατόμων υδρογόνου (τα ηλεκτρόνια που ανήκουν στο άτομο οξυγόνου αντιπροσωπεύονται με κόκκινο και αυτά των ατόμων υδρογόνου με μαύρο ). Αναπαρίσταται επίσης το μόριο ακετυλενίου (C2H2), όπου μπορείτε να απεικονίσετε τον τριπλό δεσμό μεταξύ των δύο ατόμων άνθρακα και τους απλούς δεσμούς μεταξύ κάθε ατόμου άνθρακα και ενός ατόμου υδρογόνου (τα ηλεκτρόνια που ανήκουν στα άτομα άνθρακα αντιπροσωπεύονται με κόκκινο και αυτά του άτομα υδρογόνου σε μαύρο χρώμα).