Chemie

Oktett-Theorie


Die Theorie des Oktetts ist auf der Stabilität des Edelgases basiert. Von allen Elementen, die in der Natur vorkommen, können nur die Edelgase frei in Form von einzelnen Atom zu finden. Die anderen werden auf verschiedene Weise miteinander verbunden sind und in verschiedenen Kombinationen.

Die Edelgase sind isoliert, da sie die Oktettregel gehorchen, dh enthält acht Elektronen in der äußeren Hülle oder äußeren Schicht, am weitesten entfernt von dem Kern, mit Ausnahme von Helium, das zwei Elektronen hat und stabil ist.

Oktettregel - die chemischen Elemente enthalten, müssen immer 8 Elektronen in der letzten elektronischen Schicht oder Außenhülle. Die Schicht K kann höchstens 2 Elektronen sein. Auf diese Weise die Atome sind stabil, mit der gleichen Konfiguration der Edelgase.

Beachten Sie die elektronische Verteilung der Edelgase in der folgenden Tabelle:

ELEMENT

Z

SYMBOL

K

L

M

N

Die

P

Q.

Helium

2

Er

2

-

-

-

-

-

-

Neon

10

Ne

2

8

-

-

-

-

-

Argon

18

Luft

2

8

8

-

-

-

-

Krypton

36

kr

2

8

18

8

-

-

-

Xenon

54

Xe

2

8

18

18

8

-

-

Radon

86

rn

2

8

18

32

18

8

-

Die Stabilität der Edelgase beruht auf der Tatsache, dass sie die letzte vollständige Schicht haben, dh die maximale Anzahl von Elektronen, die diese Schicht enthalten kann, während die letzte.

Atome anderer chemischer Elemente müssen, um stabilisiert zu werden, durch chemische Bindungen Elektrosphären erhalten, die denen von Edelgasen entsprechen.

Es gibt drei Arten von chemischen Bindungen:

- lonenbindung - Verlust oder Gewinn von Elektronen
- Kovalente Bindung - Elektronenteilung (normal oder dativ)
- metallische Bindung - neutrale Atome und Kationen eingetaucht in einer „Wolke elektronischen“ oder „electron sea“.

Diese Arten von Verbindungen werden genannt intramolekulare BindungenDa findet außerhalb des Moleküls.

Die Bindungen, die im Inneren des Moleküls auftreten, heißen intermolekulare Bindungen oder WechselwirkungenDas sind die Wasserstoffbrücken, die Londoner Streitkräfte und der Dipoldipol.

Kurz gesagt:

INTRAMOLEKULÄRE VERBINDUNG

- ionische
- kovalent (normal oder dativ)
- Metall

INTERMOLEKULARE VERBINDUNG

- Wasserstoffbrücken
- Londoner Kräfte, induzierte Dipol- oder Van-der-Waals-Kräfte
- Dipoldipol oder permanenter Dipol