Wissenschaft

Ausnahmen von der Oktettregel

Die Oktettregel ist eine Bindungstheorie, mit der die Molekülstruktur kovalent gebundener Moleküle vorhergesagt wird. Nach der Regel versuchen Atome, acht Elektronen in ihren äußeren – oder Valenz – Elektronenschalen zu haben. Jedes Atom teilt, gewinnt oder verliert Elektronen, um diese äußeren Elektronenschalen mit genau acht Elektronen zu füllen. Für viele Elemente funktioniert diese Regel und ist eine schnelle und einfache Möglichkeit, die molekulare Struktur eines Moleküls vorherzusagen.

Aber wie das Sprichwort sagt, werden Regeln gemacht, um gebrochen zu werden. Und die Oktettregel enthält mehr Elemente , die gegen die Regel verstoßen, als sie zu befolgen.

Während Lewis-Elektronenpunktstrukturen bei der Bestimmung der Bindung in den meisten Verbindungen helfen, gibt es drei allgemeine Ausnahmen: Moleküle, in denen Atome weniger als acht Elektronen haben (Borchlorid und leichtere s- und p-Blockelemente); Moleküle, in denen Atome mehr als acht Elektronen haben ( Schwefelhexafluorid und Elemente jenseits von Periode 3); und Moleküle mit einer ungeraden Anzahl von Elektronen (NO.)

 

Zu wenige Elektronen: Elektronenmangelmoleküle

Todd Helmenstine

Wasserstoff. Beryllium und Bor  haben zu wenig Elektronen, um ein Oktett zu bilden. Wasserstoff hat nur ein Valenzelektron und nur einen Ort, an dem eine Bindung mit einem anderen Atom hergestellt werden kann. Beryllium hat nur zwei Valenzatome und kann an zwei Stellen nur Elektronenpaarbindungen bilden. Bor hat drei Valenzelektronen. Die beiden in diesem Bild dargestellten Moleküle zeigen die zentralen Beryllium- und Boratome mit weniger als acht Valenzelektronen.

Moleküle, bei denen einige Atome weniger als acht Elektronen haben, werden als elektronenarm bezeichnet.

 

Zu viele Elektronen: Erweiterte Oktette

Dies ist eine Sammlung von Schwefel-Lewis-Punktstrukturen.
Todd Helmenstine

Für Elemente in Perioden, die größer als Periode 3 im Periodensystem sind, steht ein d- Orbital mit derselben Energiequantenzahl zur Verfügung. Atome in diesen Perioden können der Oktettregel folgen , aber es gibt Bedingungen, unter denen sie ihre Valenzschalen erweitern können, um mehr als acht Elektronen aufzunehmen.

Schwefel und Phosphor sind häufige Beispiele für dieses Verhalten. Schwefel kann wie im Molekül SF 2 der Oktettregel folgen . Jedes Atom ist von acht Elektronen umgeben. Es ist möglich, das Schwefelatom ausreichend anzuregen, um Valenzatome in das d- Orbital zu drücken , um Moleküle wie SF 4 und SF 6 zu ermöglichen . Das Schwefelatom in SF 4 hat 10 Valenzelektronen und 12 Valenzelektronen in SF 6 .

 

Einsame Elektronen: Freie Radikale

Dies ist eine Lewis-Punktstruktur für Stickstoff (IV) -oxid.
Todd Helmenstine

Die meisten stabilen Moleküle und komplexen Ionen enthalten Elektronenpaare. Es gibt eine Klasse von Verbindungen, bei denen die Valenzelektronen eine ungerade Anzahl von Elektronen in der Valenzschale enthalten. Diese Moleküle sind als freie Radikale bekannt. Freie Radikale enthalten mindestens ein ungepaartes Elektron in ihrer Valenzschale. Im Allgemeinen neigen Moleküle mit einer ungeraden Anzahl von Elektronen dazu, freie Radikale zu sein.

Stickstoff (IV) oxid (NO 2 ) ist ein bekanntes Beispiel. Beachten Sie das einzige Elektron am Stickstoffatom in der Lewis-Struktur. Sauerstoff ist ein weiteres interessantes Beispiel. Molekulare Sauerstoffmoleküle können zwei einzelne ungepaarte Elektronen haben. Verbindungen wie diese sind als Biradikale bekannt.

Similar Posts

Schreibe einen Kommentar

Deine E-Mail-Adresse wird nicht veröffentlicht. Erforderliche Felder sind mit * markiert.