Χημικά ομόλογα σύμφωνα με την προσέγγιση Kossel-Lewis

Στη χημεία υπάρχει μια δύναμη που δεσμεύει τα άτομα σε μόρια ή έναν συνδυασμό ιόντων σε κάθε ένωση που ονομάζεται χημικός δεσμός. Η περιεκτική κατανόηση των χημικών δεσμών είναι πολύ σημαντική για τη μελέτη, ώστε να μπορείτε να μάθετε σχεδόν όλα τα χημικά θέματα, όπως ενώσεις άνθρακα, πρωτεΐνες, πολυμερή, όξινες βάσεις, χημική ενέργεια και θερμοδυναμική.

Λοιπόν, αυτή τη φορά θα ανακαλύψουμε ότι οι χημικοί δεσμοί μπορούν να περιγραφούν με την προσέγγιση Kossel-Lewis. Το 1916, ο χημικός Gilbert Newton Lewis ανέπτυξε την έννοια της σύνδεσης ζεύγους ηλεκτρονίων. Αυτή η ιδέα λέει ότι δύο άτομα μπορούν να μοιράζονται ένα έως έξι ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν έναν μόνο δεσμό ηλεκτρονίων, έναν μονό δεσμό, έναν διπλό δεσμό ή έναν τριπλό δεσμό.

Η δομή Lewis είναι μια απεικόνιση της κατανομής των ηλεκτρονίων σε μια μοριακή δομή χρησιμοποιώντας ένα ηλεκτρονικό σήμα. Η δομή Lewis ενός στοιχείου υποδεικνύεται από το πίσω σύμβολο και τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους αυτού του στοιχείου που αντιπροσωπεύεται από μια τελεία (.) Ή άλλο σημείο όπως ένας σταυρός (x).

Την ίδια χρονιά, ο Walther Kossel πρότεινε επίσης μια θεωρία παρόμοια με τη θεωρία του Lewis, αλλά το θεωρητικό του μοντέλο ανέλαβε την πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ ατόμων. Αυτή η θεωρία είναι ένα μοντέλο πολικού δεσμού.

Τόσο ο Lewis όσο και ο Kossel δημιούργησαν το μοντέλο τους με βάση τον κανόνα του Abegg (1904) Ο χημικός δεσμός σύμφωνα με αυτήν την προσέγγιση Kossel - Lewis είναι ότι τα άτομα φτάνουν σε μια σταθερή οκτάδα όταν συνδέονται με χημικούς δεσμούς.

(Διαβάστε επίσης: Ποια είναι η Αρχή του Μπερνούλι;)

Εν τω μεταξύ, τα θετικά ιόντα και τα αρνητικά ιόντα που σχηματίζουν χημικούς δεσμούς ονομάζονται ιοντικοί δεσμοί. Όπου ο σχηματισμός αυτού του ιοντικού δεσμού βασίζεται στα ηλεκτρόνια που συλλαμβάνονται και απελευθερώνονται από άτομα και ηλεκτροστατική έλξη.

Κανόνες Octet

Ο κανόνας Octet είναι ένας απλός κανόνας στη χημεία που δηλώνει ότι τα άτομα μπορούν να ενώσουν μεταφέροντας ηλεκτρόνια σθένους από ένα άτομο σε άλλο (κερδίζοντας ή χάνοντας) ή μοιράζοντας ηλεκτρόνια σθένους για να έχουν οκτάδα στο κέλυφος σθένους τους.

Αυτός ο κανόνας μπορεί να εφαρμοστεί στα κύρια στοιχεία της ομάδας, όπως άνθρακας, άζωτο, οξυγόνο και αλογόνα. Αυτός ο κανόνας μπορεί επίσης να εφαρμοστεί σε μεταλλικά στοιχεία όπως νάτριο και μαγνήσιο.

Με απλά λόγια, ένα μόριο ή ιόν τείνει να γίνει σταθερό όταν το εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων περιέχει οκτώ ηλεκτρόνια. Αυτός ο κανόνας προτάθηκε και εφαρμόστηκε για πρώτη φορά στην προσέγγιση Kossel-Lewis. Σε αυτόν τον κανόνα υπάρχουν περιορισμοί που πρέπει να ληφθούν υπόψη, συγκεκριμένα:

  1. Ατελής οκτάδα του κεντρικού ατόμου: Σε ορισμένες ενώσεις, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που περιβάλλουν το κεντρικό άτομο είναι μικρότερος από οκτώ. Αυτό ισχύει ιδιαίτερα για στοιχεία που έχουν λιγότερα από τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους. Παράδειγμα; LiC1, BeH2 και BC13.
  2. Μοναδικό μόριο ηλεκτρονίων: Σε μόρια με περίεργο αριθμό ηλεκτρονίων όπως νιτρικό οξείδιο, ΝΟ και διοξείδιο του αζώτου, ΝΟ2, ο κανόνας οκτάδας δεν ικανοποιείται.
  3. Εκτεταμένη οκτάδα: Εκτός από τα τροχιακά 3s και 3p, στοιχεία εντός και εκτός της τρίτης περιόδου του περιοδικού πίνακα διαθέτουν τρισδιάστατα τροχιακά διαθέσιμα για σύνδεση. Σε έναν αριθμό ενώσεων αυτών των στοιχείων υπάρχουν περισσότερα από οκτώ ηλεκτρόνια σθένους κοντά στο κεντρικό άτομο. Αυτό ονομάζεται εκτεταμένη οκτάδα, φυσικά ο κανόνας οκτάδας δεν ισχύει σε τέτοιες περιπτώσεις. Παράδειγμα; στο PF5, το μόριο φωσφόρου έχει 10 ηλεκτρόνια στο κέλυφος σθένους.