Uitzonderingen op de Octetregel

De octetregel is een bindingstheorie die wordt gebruikt om de moleculaire structuur van covalent gebonden moleculen te voorspellen. Volgens de regel proberen atomen acht elektronen in hun buitenste - of valentie - elektronenschillen te hebben. Elk atoom zal elektronen delen, winnen of verliezen om deze buitenste elektronenschillen met precies acht elektronen te vullen. Voor veel elementen werkt deze regel en is het een snelle en eenvoudige manier om de moleculaire structuur van een molecuul te voorspellen.

Maar zoals het gezegde luidt: regels zijn er om gebroken te worden. En de octetregel heeft meer elementen de regel overtreden dan het te volgen.

Hoewel Lewis-elektronenpuntstructuren de binding in de meeste verbindingen helpen bepalen, zijn er drie algemene uitzonderingen: moleculen waarin atomen minder dan acht elektronen hebben (boorchloride en lichtere s- en p-blokelementen); moleculen waarin atomen meer dan acht elektronen hebben ( zwavelhexafluoride en elementen na periode 3); en moleculen met een oneven aantal elektronen (NO.)

Te weinig elektronen: elektronendeficiënte moleculen

Todd Helmenstine

Waterstof , beryllium en borium hebben te weinig elektronen om een ​​octet te vormen. Waterstof heeft slechts één valentie-elektron en slechts één plaats om een ​​binding met een ander atoom te vormen. Beryllium heeft alleen twee valentie-atomen , en kan alleen vormen elektronenpaarbindingen op twee locaties . Borium heeft drie valentie-elektronen. De twee moleculen afgebeeld in deze foto tonen de centrale beryllium en booratomen met minder dan acht valentie-elektronen.

Moleculen, waarvan sommige atomen minder dan acht elektronen hebben, worden elektronendeficiënt genoemd.

Te veel elektronen: uitgebreide octetten

Todd Helmenstine

Elementen in perioden groter dan periode 3 op het periodiek systeem hebben a d orbitaal beschikbaar met dezelfde energie kwantumgetal . Atomen in deze perioden kunnen volgen de octetregel , maar er zijn omstandigheden waarin ze hun valentieschillen kunnen uitbreiden om meer dan acht elektronen te huisvesten.

Zwavel en fosfor zijn veelvoorkomende voorbeelden van dit gedrag. Zwavel kan de octetregel volgen zoals in het molecuul SF_twee. Elk atoom is omgeven door acht elektronen. Het is mogelijk om het zwavelatoom voldoende te exciteren om valentie-atomen in de te duwen d orbitaal om moleculen zoals SF . mogelijk te maken₄en SF₆. Het zwavelatoom in SF₄heeft 10 valentie-elektronen en 12 valentie-elektronen in SF₆.

Eenzame elektronen: vrije radicalen

Todd Helmenstine

Meest stabiele moleculen en complexe ionen elektronenparen bevatten. Er is een klasse van verbindingen waarbij de valentie-elektronen een oneven aantal elektronen in de bevatten valentie shell . Deze moleculen staan ​​bekend als vrije radicalen. Vrije radicalen bevatten ten minste één ongepaard elektron in hun valentieschil. In het algemeen, moleculen met een oneven aantal elektronen zijn meestal vrije radicalen.

Stikstof(IV)oxide (NO_twee) is een bekend voorbeeld. Let op het eenzame elektron op het stikstofatoom in de Lewis-structuur. Zuurstof is een ander interessant voorbeeld. Moleculaire zuurstofmoleculen kunnen twee enkele ongepaarde elektronen hebben. Verbindingen zoals deze staan ​​bekend als biradicalen.