• Hva er oktettregelen?
• Eksempler på oktettregelen
• Unntak fra oktettregelen
• Oktettregel og Lewis-struktur

Vi forklarer hva oktettregelen er i kjemi, hvem som var dens skaper, eksempler og unntak. Også Lewis-strukturen.

Molekyler er stabile når hvert atom har 8 elektroner på sitt siste energinivå.

Hva er oktettregelen?

I kjemi, er kjent som oktettregelen eller oktettteorien for å forklare måten atomene i kjemiske elementer det kombinerer.

Denne teorien ble uttalt i 1917 av den amerikanske kjemiske fysikeren Gilbert N. Lewis (1875-1946) og forklarer at atomer av de forskjellige elementene opprettholder vanligvis alltid en stabil elektronisk konfigurasjon ved å lokalisere åtte elektroner i dine siste energinivåer.

Oktettregelen sier at ionene til de forskjellige kjemiske grunnstoffene som finnes i det periodiske system vanligvis fullfører sine siste energinivåer med 8 elektroner. På grunn av dette, molekyler kan oppnå en stabilitet som ligner på Edelgasser (plassert ytterst til høyre for periodiske tabell), hvis elektroniske struktur (med sitt siste fulle energinivå) gjør dem veldig stabile, det vil si ikke veldig reaktive.

Elementer med høy elektronegativitet (som halogener og amfogener, det vil si elementer fra gruppe 16 i tabellen) har en tendens til å "få" elektroner opp til oktetten, mens de med lav elektronegativitet (som alkalisk eller alkalisk jord) har en tendens til å "miste" elektroner for å nå oktetten.

Denne regelen forklarer en av måtene atomer danner bindinger på, og atferden og kjemiske egenskaper til de resulterende molekylene vil avhenge av deres natur. Dermed er oktettregelen et praktisk prinsipp som tjener til å forutsi oppførselen til mange stoffer, selv om det også presenterer forskjellige unntak.

Eksempler på oktettregelen

I vann fullfører oksygen sitt siste energinivå med 8 elektroner og hydrogen med 2.

Tenk på et CO2-molekyl hvis atomer har valenser av 4 (karbon) og 2 (oksygen), forbundet med kjemiske koblinger dobbelt. (Det er viktig å presisere at valens er elektronene som et kjemisk grunnstoff må gi opp eller akseptere for å oppnå sitt siste energinivå for å være fullstendig. Kjemisk valens må ikke forveksles med valenselektroner, siden sistnevnte er elektronene som er lokalisert i siste energinivå).

Dette molekylet er stabilt hvis hvert atom har 8 elektroner totalt på sitt siste energinivå, og når den stabile oktetten, som er oppfylt med 2-elektronrommet mellom karbon- og oksygenatomer:

• Karbon deler to elektroner med hvert oksygen, og øker elektronene ved det siste energinivået til hvert oksygen fra 6 til 8.
• Samtidig deler hvert oksygen to elektroner med karbon, og øker elektronene fra 4 til 8 i det siste energinivået til karbon.

En annen måte å se det på er at summen av elektronene som overføres og tas alltid må være åtte.

Det er tilfellet for andre stabile molekyler, slik som natriumklorid (NaCl).Natrium bidrar med sitt enkelt elektron (valens 1) til klor (valens 7) for å fullføre oktetten. Dermed ville vi ha Na1 + Cl1- (det vil si at natrium ga fra seg et elektron, og fikk en positiv ladning, og klor aksepterte et elektron og med det en negativ ladning).

Unntak fra oktettregelen

Oktettregelen har flere unntak, det vil si forbindelser som oppnår stabilitet uten å være styrt av elektronoktetten. Atomer som fosfor (P), svovel (S), selen (Se), silisium (Si) eller helium (He) kan romme flere elektroner enn antydet av Lewis (hypervalens).

I motsetning til dette kan hydrogen (H), som har et enkelt elektron i en enkelt atomorbital (området i rommet der det er mest sannsynlig at et elektron finnes rundt atomkjernen), akseptere opptil to elektroner i en kjemisk binding. Andre unntak er beryllium (Be), som oppnår stabilitet med bare fire elektroner, eller bor (B), som gjør det med seks.

Oktettregel og Lewis-struktur

Lewis-strukturen gjør at frie og delte elektroner kan visualiseres.

Et annet av Lewis store bidrag til kjemi var hans berømte måte å representere atombindinger på, i dag kjent som "Lewis-strukturen" eller "Lewis-formelen".

Den består av å plassere prikker eller streker for å representere de delte elektronene i et molekyl og elektronene som er fri på hvert atom.

Denne typen todimensjonal grafisk representasjon gjør det mulig å vite valensen til et atom som samhandler med andre i en sammensatt og om det danner enkelt-, dobbelt- eller trippelbindinger, som alle vil påvirke molekylær geometri.

For å representere et molekyl på denne måten må vi velge et sentralt atom, som vil være omgitt av de andre (kalt terminaler) som etablerer bindinger til vi når valensen til alle de involverte. De førstnevnte er vanligvis de minst elektronegative og de sistnevnte de mest elektronegative.

For eksempel representasjonen av Vann (H2O) viser de frie elektronene som oksygenatomet har, i tillegg kan du visualisere de enkle bindingene mellom oksygenatomet og hydrogenatomene (elektronene som hører til oksygenatomet er representert i rødt og atomene til hydrogen i svart ). Acetylenmolekylet (C2H2) er også representert, der du kan visualisere trippelbindingen mellom de to karbonatomene og enkeltbindingene mellom hvert karbonatom og et hydrogenatom (elektronene som tilhører karbonatomene er representert i rødt og de av hydrogenatomer i svart).