Back to chapter

9.12:

Oktet Kuralının İstisnaları

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Exceptions to the Octet Rule

Languages

Share

Oktet kuralı, her atomun 8 elektronlu bir konfigürasyona ulaştığını tahmin ederek ana grup bileşiklerindeki kimyasal bağı açıklar. Bununla birlikte, bu kuralın üç ana istisnası vardır. İlk istisna, tek elektron türleridir.Çoğu molekül ve iyonun çift sayıda elektronu vardır. Bununla birlikte, radikal adı verilen bazı moleküller, bir veya daha fazla eşleşmemiş elektrona sahiptir. Tek sayıda eşleşmemiş elektrona sahip radikaller oktet elde edemez.Eşleşmemiş bir elektrona sahip bir radikal olan süperoksit anyon, 13 valans elektronuna sahiptir. Oksijenin yalnızca yedi elektrona sahip olduğu ve bu nedenle oktete ulaşamayacağı iki katkıda bulunan yapı ile temsil edilebilir. İkinci istisna, tamamlanmamış bir oktet oluşturan atomlardır.Örneğin, hidrojen, helyum ve lityum bir dublete ulaşma eğilimindeyken, berilyum ve bor gibi grup 2 ve 13 elementleri genellikle etraflarında sırasıyla dört ve altı elektron bulunan moleküller oluşturur. 24 valans elektronuna sahip alüminyum klorürü ele alalım. Tüm klor atomları oktete ulaşırken, alüminyum yalnızca 6 valans elektronu alır, yani tamamlanmamış bir oktet oluşturur.Alüminyum klorür kararlı olmasına rağmen, paylaşılmamış elektron çiftine sahip amonyak gibi moleküllerle reaksiyona girer. Amonyaktaki nitrojen, yalnız çiftini alüminyuma bağışlayarak, ortaklaşık kovalent bağa veya nokta bağ adı verilen özel bir bağ oluşturur. Üçüncü istisna, 8’den fazla valans elektronunu veya genişletilmiş bir okteti barındırabilen elementlerdir.Bu elementler periyodik tablonun üçüncü sırasında ve altında bulunur. Fosfor, kükürt veya iyot gibi elementlerin d orbitallerine erişimi vardır, bu da bunların 8’den fazla, genellikle 12 veya 14’e kadar, valans elektronu barındırmalarına izin verir. 36 valans elektronuna sahip tetrakloroiodid anyonunu ele alalım.Bağ elektron çiftlerini atadıktan ve tüm atomlar için okteti karşıladıktan sonra bile, 4 valans elektronu atanmadan kalır. Bu elektronlar merkezi iyot atomuna yerleştirilir ve 12 elektronlu genişletilmiş bir oktet oluşturur. Merkez atom etrafında 8’den fazla valans elektronu olan moleküller hipervalent olarak adlandırılır.Unutmayın, periyodik tablonun ikinci satırındaki karbon veya oksijen gibi elementlerin sadece s ve p orbitalleri vardır ve hiçbir zaman hipervalent bileşikler oluşturmazlar, çünkü topluca sadece 8 valans elektronu tutabilirler.

9.12:

Oktet Kuralının İstisnaları

Birçok kovalent molekül, Lewis yapılarında sekiz elektrona sahip olmayan merkezi atomlara sahiptir. Bu moleküller üç kategoriye ayrılır:

  1. Tek elektron molekülleri tek sayıda değerlik elektronuna sahiptir ve bu nedenle eşlenmemiş bir elektrona sahiptir.
  2. Elektron eksikliği olan moleküller, soy gaz konfigürasyonu için gerekenden daha az elektrona sahip merkezi bir atoma sahiptir.
  3. Hipervalent moleküller, soy gaz konfigürasyonu için gerekenden daha fazla elektrona sahip merkezi bir atoma sahiptir.

Tek-elektron Molekülleri

Tek sayıda elektron içeren moleküllere radikal denir. Nitrik oksit, NO, tek elektron molekülüne bir örnektir; oksijen ve nitrojen yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girdiğinde içten yanmalı motorlarda üretilir.

NO gibi tek elektronlu bir molekülün Lewis yapısını çizmek için aşağıdaki adımlar dikkate alınır:

  1. Toplam değerlik (dış kabuk) elektron sayısını belirleyin. Değerlik elektronlarının toplamı 5 (N’den) + 6 (O’dan) = 11’dir. Tek sayı, her atomun değerlik kabuğunda sekiz elektrona sahip olmadığı bir serbest radikal olduğunu gösterir.
  2. Molekülün iskelet yapısını çizin. N–O tek bağı olan bir iskelet yapısı kolaylıkla çizilebilir.
  3. Kalan elektronları terminal atomlarında yalın çift olarak dağıtın. Bu durumda, merkezi bir atom yoktur, bu nedenle elektronlar her iki atomun etrafına dağıtılır. Bu durumlarda, daha elektronegatif bir atoma sekiz elektron atanır; böylece oksijen dolu bir değerlik kabuğuna sahiptir:
    Figure1
  4. Kalan tüm elektronları merkezi atom üzerine yerleştirin. Kalan elektron olmadığından, bu adım geçerli değildir.
  5. Mümkün olan her yerde oktetler elde etmek için merkezi atomla birden fazla bağ yapmak için elektronları yeniden düzenleyin. Tek elektronlu moleküller her atom için bir oktete sahip olamasa da, her atom elektronları mümkün olduğunca bir oktete yaklaştırmalıdır. Bu durumda, azotun etrafında sadece beş elektron vardır. Azotu oktet formuna yaklaştırmak için, oksijenin yalın çiftlerinden biri bir NO çift bağı oluşturmak için kullanılır. (Başka bir elektron çifti, üçlü bir bağ oluşturmak için oksijenden alınamaz, çünkü azot daha sonra dokuz elektrona sahip olacaktır:)
    Figure2

Elektron Eksikliği Olan Moleküller

Bununla birlikte, bazı moleküller, dolu bir değerlik kabuğuna sahip olmayan merkezi atomlar içerir. Genel olarak, bunlar 2. ve 13. gruplardan merkezi atomlara, hidrojen olan dış atomlara veya çoklu bağlar oluşturmayan diğer atomlara sahip moleküllerdir. Örneğin, berilyum dihidrit BeH2, ve bor triflorür, BF3, Lewis yapılarında, berilyum ve bor atomlarının her biri sırasıyla sadece dört ve altı elektrona sahiptir. BF3 ‘de bir bor atomu ile flor atomu arasında çift bağ olan bir yapı çizmek mümkündür, bu oktet kuralını sağlar, ancak deneysel kanıtlar bağ uzunluklarının B–F tekli bağları için beklenene daha yakın olduğunu göstermektedir. Bu, en iyi Lewis yapısının üç B–F tek bağına ve elektron eksikliği olan borona sahip olduğunu göstermektedir. Bileşiğin reaktivitesi de elektron eksikliği olan bor ile tutarlıdır. Bununla birlikte, B–F bağları B–F tek bağları için gerçekte beklenenden biraz daha kısadır, bu da bazı çift bağ karakterlerinin gerçek molekülde bulunduğunu gösterir.

Figure3

BF3‘deki bor atomu gibi sekiz elektron içermeyen bir atom çok reaktiftir. yalın çifte sahip atom içeren bir molekül ile birleşmeye hazırdır. Örneğin, NH3, BF3 ile reaksiyona girer çünkü azot üzerindeki yalın çifti, bor atomuyla paylaşılabilir:

Figure4

Hipervalent Moleküller

Periyodik tablonun ikinci periyodundaki (n = 2) elementler, değerlik kabuğu orbitallerinde yalnızca sekiz elektron barındırabilir çünkü sadece dört değerlik orbitaline (bir 2s ve üç 2p orbitaline) sahiptirler. Üçüncü ve daha yüksek periyotlardaki (n ≥ 3) elementler dörtten fazla değerlik orbitaline sahiptir ve aynı kabukta boş d orbitallerine sahip oldukları için diğer atomlarla dörtten fazla elektron çiftini paylaşabilirler. Bu elementlerden oluşan moleküller bazen PCl5 ve SF6 gibi hipervalent moleküller olarak adlandırılır. PCl5‘te, merkezi atom olan fosfor, beş çift elektron paylaşır. SF6‘da sülfür altı çift elektron paylaşır.

Figure5

IF5 ve XeF4 gibi bazı hipervalent moleküllerde, merkezi atomun dış kabuğundaki elektronların bazıları yalın çiftlerdir:

Figure6

Bu moleküller için Lewis yapılarında, dış atomların değerlik kabuklarını sekiz elektronla doldurduktan sonra kalan elektronlar vardır. Bu ek elektronlar merkezi atoma atanmalıdır.

Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.