Oktettregeln och dess begränsningar
Oktettregeln är en kompakt beskrivning av ett tydligt mönster hos huvudgruppselement: många atomer bildar bindningar som ger valensskalet ett ädelgasliknande antal elektroner. Regeln är särskilt användbar för grundämnen i period 2, men den är ingen fundamental naturlag och har tydliga begränsningar.
Varifrån oktettregeln kommer
För C, N, O och F innehåller valensskalet en 2s- och tre 2p-orbitaler: fyra orbitaler som kan rymma högst åtta elektroner. Bindning fyller ofta dessa tillstånd på sätt som liknar neons slutna skalkonfiguration.
Väte följer en duettregel eftersom 1s-skalet bara rymmer två elektroner. Övergångsmetaller och många tyngre huvudgruppsföreningar kräver modeller som går utöver en enkel oktetträkning.
Elektronfattiga molekyler
BeH₂ och BF₃ är klassiska elektronfattiga molekyler. Att tvinga en oktett på bor genom att rita onödiga B=F-dubbelbindningar kan försämra Lewisbeskrivningen eftersom experimentell bindning och reaktivitet bättre beskrivs med elektronfattigt B.
Elektronbrist ger ofta Lewissyraegenskaper: en tom orbital kan ta emot ett fritt elektronpar från en donator.
Molekyler med udda elektrontal och radikaler
Om det totala antalet valenselektroner är udda kan inte varje atom ha en oktett av parade elektroner. NO har 11 valenselektroner; NO₂ har 17. Dessa arter innehåller en oparad elektron och är radikaler.
Radikaler är inte automatiskt så instabila att de inte kan existera. NO är en stabil gas under normala förhållanden; många radikalintermediärer kan påvisas och är centrala i förbränning, atmosfärskemi och polymerisation.
Hypervalenta Lewisstrukturer
Atomer i period 3 och tyngre kan i Lewisstrukturer förekomma med mer än åtta elektroner runt centralatomen, som i PCl₅, SF₆ eller XeF₄. Äldre förklaringar åberopade ofta omfattande användning av lågt liggande d-orbitaler.
Moderna bindningsbeskrivningar visar att enkla “utvidgade oktetter med d-orbitaler” i allmänhet inte är den korrekta mikroskopiska bilden. Delokaliserade molekylorbitaler, joniska resonansbidrag och trecentrumbindning ger bättre förklaringar.
Formell laddning, resonans och den bättre strukturen
Oktettregeln är bara ett kriterium när Lewisstrukturer väljs. Formella laddningar bör minimeras när det är möjligt, negativ formell laddning föredras vanligen på mer elektronegativa atomer och ekvivalenta resonansstrukturer kan fördela laddning och bindningsordning.
En Lewisstruktur är en bokföringsmodell för valenselektroner. Den bestämmer inte entydigt elektrontäthet, bindningsordning eller geometri.
En beslutsväg
Räkna elektroner
Udda total? Förvänta minst en oparad elektron.
Centralatom i period 2
C, N, O och F kan inte överskrida en oktett i vanliga Lewisstrukturer.
B eller Be som centralatom
Elektronbrist kan vara det rätta svaret i stället för en framtvingad multipelbindning.
Period 3 eller tyngre
Hypervalenta Lewistal är möjliga, men tolka dem med moderna modeller för delokaliserad bindning.
Lewisstrukturer före oktettkontrollen
Oktettregeln är mest användbar i ett disciplinerat arbetsflöde för Lewisstrukturer. Räkna först alla valenselektroner, välj ett rimligt skelett, bind samman atomer med enkelbindningar, fyll terminalatomernas skal och placera sedan återstående elektroner på centralatomen. Först därefter bör multipelbindningar eller alternativ med formell laddning övervägas.
För en polyatomär jon läggs en elektron till för varje negativ laddning och en dras bort för varje positiv laddning. Hakparenteser och den totala laddningen hör till den fullständiga Lewisstrukturen.
| Art | Totalt antal valenselektroner | Nyckelfunktion |
|---|---|---|
| CO₂ | 16 | Två C=O-dubbelbindningar ger oktetter med formell laddning noll. |
| BF₃ | 24 | B förblir elektronfattigt med tre B–F-enkelbindningar. |
| NO | 11 | Ett udda totaltal kräver en oparad elektron. |
| SO₄²⁻ | 32 | Flera resonans-/formell-laddningsbilder är möjliga. |
Hypervalens utan den gamla d-orbitalgenvägen
För arter som XeF₂ är en användbar modern bild en trecentrum-fyraelektron-interaktion. Orbitaler på F–Xe–F kombineras till bindande, icke-bindande och antibindande molekylorbitaler som är utspridda över alla tre atomerna. Fyra elektroner upptar de bindande och icke-bindande kombinationerna.
Denna delokaliserade bild förklarar hur en Lewisstruktur kan placera mer än åtta elektroner runt centralatomen utan att kräva en uppsättning starkt lokaliserade “utvidgad-oktet”-d-hybrider.
Den exakta bindningen skiljer sig mellan hypervalenta molekyler, men den allmänna lärdomen är stabil: Lewiselektrontal är bokföring; den mikroskopiska vågfunktionen är delokaliserad.
Övergångsmetaller följer andra idéer för elektronräkning
Oktettregeln byggdes för huvudgruppselementens valensskal. Övergångsmetallkemi involverar i stället ns- och (n−1)d-elektroner, ligandfält och metall–ligand-kovalens. Den 18-elektronregeln är ibland en användbar analogi eftersom en s-, tre p- och fem d-orbitaler kan rymma 18 elektroner, men även den har många undantag.
Att mekaniskt tillämpa oktettregeln på Fe, Co, Ni eller deras komplex ger därför missvisande Lewisbilder. Modellen ska passa den elektroniska struktur som studeras.
Övningar
BF₃
Hur många elektroner omger B i den enklaste Lewisstrukturen?
Lösning
Tre B–F-bindningar placerar 6 elektroner runt bor.
NO
Varför kan NO inte ge båda atomerna konventionella oktetter med parade elektroner?
Lösning
Det har ett udda totaltal på 11 valenselektroner, så en elektron förblir oparad.
SF₆
Bevisar en Lewisstruktur med 12 elektroner runt S att svavel använder sex lokaliserade sp³d²-hybrider?
Lösning
Nej. Lewistalet är användbar bokföring; modern bindning beskrivs bättre med delokaliserade molekylorbitaler och betydande jonisk karaktär.