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.
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 leichter s- und p-Block) Elemente); 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.)
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 Valenzatomeund kann nur bilden Elektronenpaarbindungen an zwei Stellen. Bor hat drei Valenzelektronen. Die zwei Moleküle in diesem Bild dargestellt zeigen die zentrales Beryllium und Boratome mit weniger als acht Valenzelektronen.Moleküle, bei denen einige Atome weniger als acht Elektronen haben, werden als elektronenarm bezeichnet.
Elemente in Perioden größer als Periode 3 im Periodensystem haben a d Orbital mit der gleichen Energie verfügbar Quantenzahl. Atome in diesen Zeiträumen können folgen die OktettregelEs gibt jedoch 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 der Oktettregel wie im Molekül SF folgen2. Jedes Atom ist von acht Elektronen umgeben. Es ist möglich, das Schwefelatom ausreichend anzuregen, um Valenzatome in das zu drücken d Orbital, um Moleküle wie SF zu ermöglichen4 und SF6. Das Schwefelatom in SF4 hat 10 Valenzelektronen und 12 Valenzelektronen in SF6.
Die stabilsten Moleküle und komplexe Ionen Elektronenpaare enthalten. Es gibt eine Klasse von Verbindungen, bei denen die Valenzelektronen eine ungerade Anzahl von Elektronen in der enthalten Valenzschale. Diese Moleküle sind als freie Radikale bekannt. Freie Radikale enthalten mindestens ein ungepaartes Elektron in ihrer Valenzschale. Allgemein, Moleküle mit einer ungeraden Anzahl von Elektronen neigen dazu, freie Radikale zu sein.
Stickstoff (IV) oxid (NO2) 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.