9.12
כלל האוקטט מסביר קשרים כימיים בתרכובות של הקבוצה הראשית באמצעות התחזית שכל אטום יגיע לתצורה של שמונה אלקטרונים. אך קיימים שלושה יוצאים מהכלל עיקריים לכלל זה. היוצא מהכלל הראשון הוא אלקטרונים בלתי קושרים.
ברוב המולקולות והיונים יש מספר שווה של אלקטרונים. אך במולקולות מסוימות, המכונות רדיקליות, יש אלקטרון בלתי קושר אחד או יותר. רדיאקלים עם כמה אלקטרונים בלתי קושרים לא יכולים להגיע לאוקטט.
באניון הסופר-חמצני, מולקולה רדיקלית עם אלקטרון אחד בלתי קושר, יש 13 אלקטרוני ערכיות. הוא ניתן לייצוג על ידי שני מבנים תומכים, שבהם לאטום חמצן אחד יש שבעה אלקטרונים, ולכן הוא אינו יכול להגיע לאוקטט. יוצא הדופן השני הוא אטומים שיוצרים אוקטט לא מושלם.
לדוגמה, מימן, הליום וליתיום נוטים להגיע לדואט, בעוד שאלמנטים מקבוצה 2 ו-13 כמו בריליום ובורון לעיתים קרובות יוצרים מולקולות עם ארבעה ושישה אלקטרונים סביבם, בהתאמה. לדוגמה, אלומיניום כלורי, שיש בו 24 אלקטרוני ערכיות. בעוד שכל אטומי הכלור מגיעים לאוקטט, אלומיניום משיג רק שישה אלקטרוני ערכיות, אוקטט לא מושלם.
למרות שאלומיניום כלורי הוא יציב, הוא מגיב עם מולקולות כמו אמוניה שיש בהם זוג אלקטרונים בלתי קושר. החנקן באמוניה תורם לאלומיניום את הזוג הלא קושר שלו וכך נוצר קשר מיוחד הנקרא קשר קוולנטי קוארדינטבי או דאטיבי"יוצא הדופן השלישי הוא יסודות שיכולים להכיל יותר משמונה אלקטרוני ערכיות, או אוקטט מורחב. יסודות אלה נמצאים בשורה השלישית של הטבלה המחזורית ומטה.
ליסודות כגון זרחן, גופרית או יוד יש גישה לאורביטלי d, המאפשרת להם להכיל יותר משמונה אלקטרוני ערכיות, לעיתים קרובות עד 12 או 14. לדוגמה, לאניון טטרכלורואידי יש 36 אלקטרוני ערכיות. אפילו לאחר הקצאת זוגות האלקטרונים הקושרים והשלמת האוקטטים לכל האטומים, ארבעה אלקטרוני ערכיות נותרים בלתי קשורים.
אלקטרונים אלה ממוקמים על אטום היוד המרכזי ויוצרים אוקטט מורחב עם 12 אלקטרונים. מולקולות עם יותר משמונה אלקטרוני ערכיות מסביב לאטום המרכזי נקראות היפרוולנטיות"זכרו, ליסודות מהשורה השנייה של הטבלה המחזורית, כגון פחמן או חמצן, יש רק אורביטלי s ו-p והם לעולם לא יוצרים תרכובות היפרוולנטיות מפני שיחד הם יכולים רק להחזיק עד שמונה אלקטרוני ערכיות.
למולקולות קוולנטיות רבות יש אטומים מרכזיים שאין להם שמונה אלקטרונים במבני הלואיס שלהם. מולקולות אלו מתחלקות לשלוש קטגוריות:
מולקולות המכילות מספר אי-זוגי של אלקטרונים נקראות רדיקלים. תחמוצת החנקן, NO, היא דוגמה למולקולת אלקטרונים אי זוגיים; הוא מיוצר במנועי בעירה פנימית כאשר חמצן וחנקן מגיבים בטמפרטורות גבוהות.
כדי לצייר את מבנה לואיס עבור מולקולת אלקטרונים אי-זוגיים כמו NO, נלקחים בחשבון השלבים הבאים:
עם זאת, חלק מהמולקולות מכילות אטומים מרכזיים שאין להם קליפת ערכיות מלאה. בדרך כלל, מדובר במולקולות עם אטומים מרכזיים מקבוצות 2 ו-13, אטומים חיצוניים שהם מימן או אטומים אחרים שאינם יוצרים קשרים מרובים. לדוגמה, במבני לואיס של בריליום דיהידריד, BeH2, ושל בורון טריפלואוריד, BF3, לאטומי הבריליום והבורון יש רק ארבעה ושישה אלקטרונים, בהתאמה. אפשר לצייר מודל עם קשר כפול בין אטום בורון לאטום פלואור ב-BF3, המקיים את כלל האוקטטים, אך עדויות ניסויות מצביעות על כך שאורך הקשר קרוב יותר לזה הצפוי לקשרים בודדים B-F. זה מצביע על כך שלמבנה לואיס הטוב ביותר יש שלושה קשרים בודדים B-F ובורון חסר אלקטרונים. התגובתיות של התרכובת עולה בקנה אחד גם עם בורון חסר אלקטרונים. עם זאת, הקשרים B–F קצרים מעט ממה שצפוי בפועל עבור קשרים בודדים B–F, מה שמעיד על כך שאופי קשר כפול כלשהו נמצא במולקולה בפועל.
אטום כמו אטום הבור ב-BF3, שאין לו שמונה אלקטרונים, הוא מאוד תגובתי. הוא מתחבר בקלות עם מולקולה המכילה אטום עם זוג בודד של אלקטרונים. לדוגמה, NH3 מגיב עם BF3 מכיוון שניתן לחלוק את הזוג הבודד על חנקן עם אטום הבורון:
יסודות במחזור השני של הטבלה המחזורית (n = 2) יכולים להכיל רק שמונה אלקטרונים באורביטלים של הקליפת הערכיות שלהם מכיוון שיש להם רק ארבעה אורביטלים ערכיים (אחד 2s ושלושה אורביטלים של 2p). ליסודות במחזור השלישי ומעלה (n ≥ 3) יש יותר מארבעה אורביטלים ערכיים ויכולים לחלוק יותר מארבעה זוגות אלקטרונים עם אטומים אחרים מכיוון שיש להם אורביטלים d ריקים באותה קליפה. מולקולות הנוצרות מיסודות אלו נקראות לעיתים מולקולות היפרוולנטיות, כגון PCl5 ו-SF6. ב-PCl5, האטום המרכזי, זרחן, חולק חמישה זוגות אלקטרונים. ב-SF6, גופרית חולקת שישה זוגות אלקטרונים.
בחלק מהמולקולות היפרוולנטיות, כגון IF5 ו-XeF4, חלק מהאלקטרונים בקליפה החיצונית של האטום המרכזי הם זוגות בודדים:
במבני לואיס עבור מולקולות אלו, נותרו אלקטרונים לאחר מילוי קליפות הערכיות של האטומים החיצוניים בשמונה אלקטרונים. יש לשייך את האלקטרונים הנוספים הללו לאטום המרכזי.
טקסט זה מותאם מ Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.
כלל האוקטט מסביר קשרים כימיים בתרכובות של הקבוצה הראשית באמצעות התחזית שכל אטום יגיע לתצורה של שמונה אלקטרונים. אך קיימים שלושה יוצאים מהכלל עיקריים לכלל זה. היוצא מהכלל הראשון הוא אלקטרונים בלתי קושרים.
ברוב המולקולות והיונים יש מספר שווה של אלקטרונים. אך במולקולות מסוימות, המכונות רדיקליות, יש אלקטרון בלתי קושר אחד או יותר. רדיאקלים עם כמה אלקטרונים בלתי קושרים לא יכולים להגיע לאוקטט.
באניון הסופר-חמצני, מולקולה רדיקלית עם אלקטרון אחד בלתי קושר, יש 13 אלקטרוני ערכיות. הוא ניתן לייצוג על ידי שני מבנים תומכים, שבהם לאטום חמצן אחד יש שבעה אלקטרונים, ולכן הוא אינו יכול להגיע לאוקטט. יוצא הדופן השני הוא אטומים שיוצרים אוקטט לא מושלם.
לדוגמה, מימן, הליום וליתיום נוטים להגיע לדואט, בעוד שאלמנטים מקבוצה 2 ו-13 כמו בריליום ובורון לעיתים קרובות יוצרים מולקולות עם ארבעה ושישה אלקטרונים סביבם, בהתאמה. לדוגמה, אלומיניום כלורי, שיש בו 24 אלקטרוני ערכיות. בעוד שכל אטומי הכלור מגיעים לאוקטט, אלומיניום משיג רק שישה אלקטרוני ערכיות, אוקטט לא מושלם.
למרות שאלומיניום כלורי הוא יציב, הוא מגיב עם מולקולות כמו אמוניה שיש בהם זוג אלקטרונים בלתי קושר. החנקן באמוניה תורם לאלומיניום את הזוג הלא קושר שלו וכך נוצר קשר מיוחד הנקרא קשר קוולנטי קוארדינטבי או דאטיבי"יוצא הדופן השלישי הוא יסודות שיכולים להכיל יותר משמונה אלקטרוני ערכיות, או אוקטט מורחב. יסודות אלה נמצאים בשורה השלישית של הטבלה המחזורית ומטה.
ליסודות כגון זרחן, גופרית או יוד יש גישה לאורביטלי d, המאפשרת להם להכיל יותר משמונה אלקטרוני ערכיות, לעיתים קרובות עד 12 או 14. לדוגמה, לאניון טטרכלורואידי יש 36 אלקטרוני ערכיות. אפילו לאחר הקצאת זוגות האלקטרונים הקושרים והשלמת האוקטטים לכל האטומים, ארבעה אלקטרוני ערכיות נותרים בלתי קשורים.
אלקטרונים אלה ממוקמים על אטום היוד המרכזי ויוצרים אוקטט מורחב עם 12 אלקטרונים. מולקולות עם יותר משמונה אלקטרוני ערכיות מסביב לאטום המרכזי נקראות היפרוולנטיות"זכרו, ליסודות מהשורה השנייה של הטבלה המחזורית, כגון פחמן או חמצן, יש רק אורביטלי s ו-p והם לעולם לא יוצרים תרכובות היפרוולנטיות מפני שיחד הם יכולים רק להחזיק עד שמונה אלקטרוני ערכיות.
From Chapter 9:
Now Playing
Chemical Bonding: Basic Concepts
31.9K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
74.3K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
215.5K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
48.3K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
21.5K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
23.6K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
56.9K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
69.2K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
29.1K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
36.0K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
53.3K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
32.6K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
25.6K Views
Chemical Bonding: Basic Concepts
46.9K Views