Legături chimice conform abordării Kossel-Lewis

În chimie există o forță care leagă atomii din molecule sau o combinație de ioni din fiecare compus numită legătură chimică. Înțelegerea cuprinzătoare a legăturilor chimice este foarte importantă de studiat, astfel încât să puteți stăpâni aproape toate subiectele chimice, cum ar fi compușii de carbon, proteinele, polimerii, acidul-baza, energia chimică și termodinamica.

Ei bine, de data aceasta vom afla că legăturile chimice pot fi descrise prin abordarea Kossel-Lewis. În 1916, chimistul Gilbert Newton Lewis a dezvoltat conceptul de legătură pereche de electroni. Acest concept spune că doi atomi pot împărți unul până la șase electroni pentru a forma o legătură electronică simplă, o legătură simplă, o legătură dublă sau o legătură triplă.

Structura Lewis este o descriere a distribuției electronilor într-o structură moleculară folosind un semn de electroni. Structura Lewis a unui element este indicată de simbolul din spate și de numărul de electroni de valență al acelui element, care este reprezentat de un punct (.) Sau de un alt semn, cum ar fi o cruce (x).

În același an, Walther Kossel a propus și o teorie similară cu cea a lui Lewis, dar modelul său teoretic presupunea un transfer complet de electroni între atomi. Această teorie este un model de legătură polară.

Atât Lewis, cât și Kossel și-au construit modelul de legătură pe baza regulii lui Abegg (1904). Legătura chimică conform acestei abordări Kossel-Lewis este că atomii ajung la un octet stabil atunci când sunt legați prin legături chimice.

(Citește și: Care este principiul lui Bernoulli?)

Între timp, ionii pozitivi și ionii negativi care formează legături chimice se numesc legături ionice. În cazul în care formarea legăturilor ionice se bazează pe electronii captați și eliberați de atomi și atracția electrostatică.

Regulile Octetului

Regula octetului este o regulă simplă în chimie care afirmă că atomii se pot uni transferând electronii de valență de la un atom la altul (câștigând sau pierzând) sau împărțind electronii de valență pentru a avea un octet în coaja lor de valență.

Această regulă poate fi aplicată elementelor principale ale grupului, cum ar fi carbonul, azotul, oxigenul și halogenii. Această regulă poate fi aplicată și elementelor metalice precum sodiul și magneziul.

Pur și simplu, o moleculă sau un ion tinde să devină stabil atunci când învelișul său exterior de electroni conține opt electroni. Această regulă a fost mai întâi propusă și aplicată în abordarea Kossel-Lewis. În această regulă există limitări care trebuie luate în considerare, și anume:

  1. Octet incomplet al atomului central: la unii compuși, numărul de electroni care înconjoară atomul central este mai mic de opt. Acesta este în special cazul elementelor care au mai puțin de patru electroni de valență. Exemplu; LiC1, BeH2 și BC13.
  2. Molecula electronică impară: la moleculele cu un număr impar de electroni, cum ar fi oxidul azotic, NO și dioxidul de azot, NO2, regula octetului nu este îndeplinită.
  3. Octet extins: În plus față de orbitalele 3s și 3p, elementele din interiorul și din afara celei de-a treia perioade a tabelului periodic au orbitalele 3d disponibile și pentru legare. Într-o serie de compuși ai acestor elemente există mai mult de opt electroni de valență în vecinătatea atomului central. Aceasta se numește octet extins, bineînțeles că regula octetului nu se aplică în astfel de cazuri. Exemplu; în PF5, molecula de fosfor are 10 electroni în învelișul de valență.

Postări recente