אטומים ומולקולות עשויים להיראות זעירים מכדי ללמוד ולהבין. עם זאת, למרות גודלם הזעיר, מחקרים מדעיים גילו הרבה על התנהגותם, כולל האופן שבו אטומים משתלבים ויוצרים מולקולות. עם הזמן מחקרים אלו הובילו לשלטון האוקטט.
הגדרת כלל האוקטט
כלל האוקטט אומר כי אלמנטים רבים חולקים אוקטט (8) של אלקטרונים במעטפת האלקטרונים הערכית שלהם (החיצונית ביותר) כאשר הם יוצרים תרכובות. הגדרה רשמית של שלטון האוקטט, מאוניברסיטת נורת'ווסטרן, קובעת כי "אטומים יאבדו, ירוויחו או ישתפו אלקטרונים כדי להשיג תצורת האלקטרונים של הגז האצילי הקרוב ביותר (8 אלקטרוני ערכיות למעט הוא עם 2). "זכור כי" הוא "מייצג הליום.
הליום יציב על שני האלקטרונים שלו ולכן, כמו שאר הגזים האצילים, הליום אינו משתלב בדרך כלל עם יסודות אחרים. אלמנטים הקרובים להליום (מימן, ליתיום ובריליום) צוברים או מאבדים אלקטרונים כך שנותרו רק שני אלקטרונים בקליפת האלקטרונים החיצונית. לעיתים סייג זה מופיע כחריג לשלטון האוקטט, לעיתים נחשב לחלק משלטון האוקטט ולעתים מכונה שלטון הדואט.
דיאגרמות לואיס דוט
דיאגרמות נקודת לואיס מייצגות את המספר והמיקומים היחסיים של אלקטרוני הערכיות. לדוגמא, מבנה הנקודות של הליום לואיס מציג שני אלקטרוני ערכיות וכתוב כך: הוא. דיאגרמת הנקודות של לואיס לחמצן, הכוללת שישה אלקטרונים של ערכיות, ניתן לכתוב כך: Ö: בעוד שניתן לכתוב את דיאגרמת הנקודות של בריליום לואיס כ: להיות: מכיוון שלבריליום יש ארבע ערכיות אלקטרונים.
דיאגרמות נקודת לואיס עוזרות לדמיין כיצד אטומים חולקים אלקטרונים בתרכובות. לדוגמא, לאטומי מימן (H) יש רק אלקטרון אחד. דיאגרמת הנקודות של לואיס .H מציגה נקודה אחת לפני הסמל H. גז מימן נוטה לנוע בזוגות, עם זאת, לכן דיאגרמת הנקודות של לואיס (H: H) מציגה את שני האטומים המשתפים אלקטרונים. ניתן להציג את החיבור בין שני האטומים כנקודה במקום נקודות. הקיצור הכימי המייצג את קישור האטומים הזה נראה כך: H. +. H = H: H או H-H.
כיצד להשתמש בכלל אוקטט
כלל האוקטט קובע כי אטומים ישתפו או ישאילו אלקטרונים על מנת להגיע למספר אלקטרוני הערכיות של הגז האצילי הקרוב ביותר.
הקטיון הוא היסוד המעוניין לאבד אלקטרונים. אלמנטים אלה נמצאים בקבוצות I-IV בטבלה המחזורית. קבוצה I יכולה לאבד או לשתף אלקטרון אחד, קבוצה II תאבד או תחלוק שני אלקטרונים וכן הלאה.
האניון הוא האטום המעוניין להשיג אלקטרונים. אלמנטים אלה נמצאים בקבוצות IV-VII בטבלה המחזורית. קבוצה IV תזכה או תחלק ארבעה אלקטרונים, קבוצה V תשיג או תשתף שלושה אלקטרונים, קבוצה VI יכולה להשיג או לשתף שני אלקטרונים וקבוצה VII יכולה להשיג או לחלוק אלקטרונים אחד.
למימן (קבוצה I) יש אלקטרון אחד, כך שתרשים הנקודות של לואיס מראה .H עם נקודה אחת לפני סמל המימן H. לחמצן (קבוצה VI) יש שישה אלקטרונים, כך שתרשים הנקודות של לואיס מראה: Ö: עם שש נקודות המרווחות סביב סמל החמצן O.
שקול מימן (קבוצה I) וחמצן (קבוצה VI). מולקולת החמצן עם ששת האלקטרונים שלה רוצה שני אלקטרונים נוספים. למימן יש אלקטרון ערכיות אחד והוא רוצה שני אלקטרוני ערכיות. כאשר מימן וחמצן מתאחדים ליצירת מים, החמצן לווה את האלקטרונים משני אטומי מימן. בפורמט הנקודה של לואיס, מולקולת המים נראית כמו H: O: H עם זוגות נקודות נוספים מעל ומתחת לחמצן סמל (O) כדי להציג בסך הכל שמונה אלקטרונים המקיפים את ה- O וזוג אלקטרונים לכל אטום מימן (H). גם לחמצן וגם למימן יש קליפות ערכיות חיצוניות שלמות.
ויזואליזציה עם כלל האוקטט
כלל האוקטט עוזר לדמיין כיצד אטומים ומולקולות משתלבים על ידי התבוננות כיצד הם חולקים אלקטרונים. לדוגמא, פחמן דו חמצני יוצר מולקולה יציבה על ידי חלוקת אלקטרונים בין אטום פחמן אחד (קבוצה IV) לשני אטומי חמצן (קבוצה VI). אטומי הפחמן והחמצן משתלבים על ידי שיתוף זוג אלקטרונים. דיאגרמת הנקודות של לואיס מציגה את צמד האלקטרונים המשותף כנקודות מוכפלות בין אטומים, כתוב כ: Ö:: C:: Ö: (או: Ö = C = Ö :). בחינת דיאגרמת הנקודות של לואיס מראה כי לכל סמל של אלמנטים שמונה אלקטרונים ערכיים, אוקטטה, סביב כל אטום.
חריגים לשלטון האוקטט
מלבד גרסת הדואט של שלטון האוקטט, לעיתים מתרחשים שני חריגים אחרים לכלל האוקטט. יוצא מן הכלל אחד מתרחש כאשר אלמנטים בשורות 3 ומעלה חורגים משמונה אלקטרוני הערכיות של כלל האוקטט. היוצא מן הכלל האחר מתרחש באלמנטים מקבוצה III.
לאלמנטים מקבוצה III שלושה אלקטרונים ערכיים. מבנה הנקודות בוריס לואיס מראה אלקטרונים עם ערכי בורון היוצרים משולש .Ḃ. מכיוון שהאלקטרונים הטעונים שלילית דוחים או נדחקים זה מזה. כדי שהבור יכול להשתלב כימית עם מימן, אוקטטה דורשת חמישה אטומי מימן. מולקולה זו, לעומת זאת, בלתי אפשרית בשל מספר המרווחים של המטענים השליליים של האלקטרונים. מולקולה מאוד תגובתית נוצרת כאשר בורון (ואלמנטים אחרים בקבוצה III) חולק אלקטרונים עם שלושה אטומי מימן בלבד ויוצרים את התרכובת BH3, שיש בו רק שישה אלקטרוני ערכיות.
טיפים
חלק מהטבלאות המחזוריות מסמנות את הקבוצות בצורה שונה. קבוצה I מסומנת כקבוצה 1, קבוצה II היא קבוצה 2, קבוצה III היא קבוצות 3 עד 12, קבוצה IV היא קבוצה 13, קבוצה V היא קבוצה 14, וכן הלאה כאשר קבוצה VIII מסומנת כקבוצה 18.