اپلیکیشن زینگ | باربری آنلاین
زینگ - سامانه جامع حمل و نقل

تماس تلفنی
 
گفتگو آنلاین
 
دانلود زینگ
خانه دانلود اپلیکیشن زینگ آشنایی با زینگ فروشگاه خدمات اطلاعاتی همکاری با ما بیمه شخص ثالث تماس با ما
زینگ - سامانه جامع حمل و نقل کشوری

تماس تلفنی

گفتگو آنلاین

دانلود زینگ

جستجو
کشتیرانی
حمل زمینی
وانت
حمل هوایی
مشاوره و اجرا صادرات واردات ترخیص

قاعده_اکتت

قاعده اکتت چیست و چگونه تعیین می شود؟
قاعده اکتت یا اوکتت (octet) یا قاعده هشتایی یا یک قاعده معروف شیمی می باشد و بیان می کند که اتم ها تمایل دارند هشت الکترون در لایه والانس خود داشته باشند. اوربیتال های لایه ظرفیت گازهای نجیب، پر شده است و سبب می شود که آنها نسبت به تمام عناصر، پایدارتر باشند.

بنابراین عناصر نیز علاقه دارند مانند گازهای نجیب به حالت پایدار برسند. در نتیجه اتم ها، برای رسیدن به آرایش گازهای نجیب، باید آرایش لایه والانس خود را به آرایش آنها (ns²np6) برسانند.

عناصر گروه های اصلی جدول تناوبی در لایه والانس خود، کمتر از 8 الکترون دارند. بنابراین این عناصر تمایل دارند که با گرفتن، از دست دادن و یا به اشتراک گذاشتن الکترون به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب برسند. به این قاعده، قاعده هشت تایی یا اوکتت گفته می شود. همچنین به آرایش الکترونی اتم ها در این حالت، آرایش الکترونی هشتایی پایدار می گویند، زیرا این اتم ها اوربیتال های s و p بیرونی پر شده دارند.

به طور کلی، فلزات (که تعداد الکترون های لایه ظرفیت آنها 1، 2، 3 و یا حداکثر 4 تا است) با از دست دادن الکترون های ظرفیت خود و تشکیل کاتیون، به آرایش الکترونی هشتایی گاز نجیب پیش از خود در جدول تناوبی می رسند. در واقع عناصر گروه اول جدول تناوبی با از دست دادن 1 الکترون، گروه دو با از دست دادن 2 الکترون و آلومنیوم در گروه سوم اصلی با از دست دادن 3 الکترون به آرایش گاز نجیب ماقبل از خود می رسند.

در مقابل نا فلزات (که تعداد الکترون های لایه ظرفیت آنها بین 4 تا 7 می باشد)، با گرفتن تعداد معینی الکترون و تشکیل آنیون به آرایش گاز نجیب هم دوره خود در جدول تناوبی دست پیدا می کنند. عناصر گروه نیتروژن با گرفتن 3 الکترون، گروه اکسیژن با گرفتن 2 الکترون و عناصر گروه هالوژن ها با گرفتن 1 الکترون به آرایش گاز نجیب هم دوره خود می رسند.

لازم به ذکر است که تنها گازهای نجیب با پیروی از قاعده اکتت و داشتن هشت الکترون در لایه ظرفیت، بار خنثی دارند. درحالی که سایر عناصر، زمانی که به صورت منفرد و تنها باشند، با پیروی از قاعده اکتت، باردار خواهند بود.

همانطور که مشخص است این قاعده هم در ترکیبات یونی و هم در ترکیبات کووالانسی کاربرد دارد. به عنوان مثال ترکیب یونی NaCl را در نظر بگیرید. در این ترکیب اتم سدیم با از دست دادن یک الکترون خود در لایه والانس، به آرایش الکترونی گاز بی اثر نئون می رسد.

از طرف دیگر اتم کلر که در لایه والانس خود 7 الکترون دارد و با جذب یک الکترون اتم سدیم، قاعده اکتت خود را تکمیل می کند. 

کاربرد قاعده هشتایی:
با کمک قاعده اکتت می توان میزان واکنش پذیری، پایداری و نوع پیوند های بین اتم ها را توضیح داد. در حقیقت این قاعده بیانگر تمایل عناصر متعلق به گروه های اصلی جدول تناوبی برای واکنش با دیگر عناصر و در نتیجه تشکیل ترکیب و پایدار شدن می باشد. قابل توجه است که بیست عنصر اول جدول تناوبی (اتم هایی با عدد اتمی کمتر از 20)، تمایل بسیار زیادی به پیروی از قاعده اکتت دارند.

استثنا های قاعده اکتت:
بسیاری از ترکیبات از قاعده هشتایی تبعیت می کنند، در عین حال ترکیبات فراوانی هم داریم که از این قاعده پیروی نمی کنند. به طور کلی می توان گفت سه دسته از ترکیبات استثنا برای قاعده اکتت می باشند که در ادامه قصد داریم تا به بررسی این موارد بپردازیم.

هیدروژن و لیتیوم:
اتم های هیدروژن و لیتیم از قاعده دوتایی پیروی می کنند نه قاعده هشتایی. در واقع هیدروژن و لیتیوم در لایه ظرفیت خود تنها یک الکترون دارند. هیدروژن برای رسیدن به آرایش الکترونی پایدار (گاز نجیب هلیوم)، تنها به یک الکترون دیگر نیاز دارد. بنابراین یک الکترون را از طریق پیوند کووالانسی به اشتراک می گذارد یا به یون هیدرید (-H) تبدیل می شود.

درحالی که لیتیوم با از دست دادن یک الکترون و تشکیل پیوند یونی با سایر عناصر به چنین آرایشی دست پیدا می کند. بنابراین هیدروژن و هلیوم در نهایت در لایه والانس خود دو الکترون (با آرایش مشابه اتم هلیوم) دارند.

رادیکال های آزاد:
بیشتر ترکیبات پایدار و یا یون های پیچیده دارای جفت الکترون می باشند. دسته ای از ترکیبات وجود دارند که تعداد الکترون های والانس در آنها عددی فرد است که به نام رادیکال های آزاد مشهورند مانند NO3، NO و NO2. توجه داشته باشید که رادیکال های آزاد، بسیار واکنش پذیر و نا پایدار می باشند. با توجه به ساختار لوییس آنها مشخص می شود که حداقل یک الکترون به صورت جفت نشده و تنها باقی خواهد ماند.

به عنوان نمونه تعداد الکترون های ظرفیت در مولکول NO برابر با 11 الکترون ( 11 = 5+6) می باشد. بهترین ساختار لوویس برای NO به شکل زیر می باشد. در این حالت نیتروژن یک تک الکترون و در اطراف اکسیژن، دو جفت الکترون قرار گرفته است. 

ترکیباتی که کمبود الکترون دارند:
ترکیباتی که کمبود الکترون دارند (مانند BeF2، BF3، SnCl2 و AlCl3). اتم هایی مانند بریلیم، بور و یا آلومینیوم موقع تشکیل ترکیب تعداد الکترون هایی کمتر از هشت تا دارند. اتم بریلیم دو الکترون ظرفیت دارد و فقط می تواند دو پیوند در دو مکان تشکیل دهد.

اتم های آلومینیوم یا بور دارای سه الکترون ظرفیت می باشند. به عنوان مثال ترکیب BCl3 را در نظر بگیرید. هر اتم بور از سه الکترون والانس خود برای تشکیل سه پیوند کووالانسی با سه اتم کلر استفاده می کند. بنابراین در اطراف اتم بور فقط شش الکترون داریم نه هشت الکترون.

مواردی که از قاعده اکتت تبعیت نمی کنند:
عناصر دوره سوم به بعد اوربیتال d دارند، بنابراین می توانند لایه ظرفیت خود را گسترش دهند. در واقع این ترکیبات از لایه والانس گسترش یافته استفاده می کنند و در هنگام تشکیل پیوند از این اوربیتال ها بهره می برند.

در این حالت می توانند بیش از هشت الکترون را در لایه ظرفیت خود جای دهند، بنابراین دیگر از قاعده اکتت پیروی نمی کنند. به عنوان مثال مولکول های SF4 و SF6 را در نظر بگیرید. اتم گوگرد در مولکول SF4 دارای 10 الکترون و در مولکول SF6 دارای 12 الکترون می باشد. مولکول های PF5، IF3، IF5، IF7 و -I3 همگی مثال هایی از این موارد می باشند

توجه داشته باشید که عناصر دوره دوم اوربیتال d ندارند، بنابراین نمی توانند لایه والانس خود را گسترش دهند. به همین علت این عناصر بیش از هشت الکترون در لایه والانس نخواهند داشت. در نتیجه مولکول هایی مانند NF5، OF4 یا OF6 وجود ندارند. از طرفی، فلزات واسطه به دلیل داشتن اربیتال d از قاعده 18 تایی پیروی می کنند نه قاعده اکتت.

کشتیرانی
حمل زمینی
وانت
حمل هوایی
مشاوره و اجرا صادرات واردات ترخیص
نظر شما
نام و نام خانوادگی:

شماره تماس (نمایش داده نمی شود):

کد امنیتی: captcha

متن پیام: (نظر شما پس از بررسی منتشر خواهد شد)


مطالب مرتبط:
مخفی کردن >>