Vi förklarar vad oktettregeln är i kemi, vem som var dess skapare, exempel och undantag. Även Lewis-strukturen.
Vad är oktettregeln?
I kemi, är känd som oktettregeln eller oktettteorin för att förklara hur atomerna i kemiska grundämnen den kombinerar.
Denna teori uttalades 1917 av den amerikanske kemiska fysikern Gilbert N. Lewis (1875-1946) och förklarar att atomer av de olika elementen upprätthåller vanligtvis alltid en stabil elektronisk konfiguration genom att lokalisera åtta elektroner i dina sista energinivåer.
Oktettregeln säger att jonerna av de olika kemiska grundämnena som finns i det periodiska systemet vanligtvis fullbordar sina sista energinivåer med 8 elektroner. På grund av detta, molekyler kan få en stabilitet liknande den för ädelgaser (finns längst till höger om periodiska systemet), vars elektroniska struktur (med sin sista fulla energinivå) gör dem mycket stabila, det vill säga inte särskilt reaktiva.
Således tenderar element med hög elektronegativitet (som halogener och amfogener, det vill säga element från grupp 16 i tabellen) att "få" elektroner upp till oktetten, medan de med låg elektronegativitet (såsom alkaliska eller alkaliska jordartsmetaller) tenderar att "förlora" elektroner för att nå oktetten.
Denna regel förklarar ett av sätten på vilka atomer bildar sina bindningar, och beteendet och kemiska egenskaper hos de resulterande molekylerna kommer att bero på deras natur. Således är oktettregeln en praktisk princip som tjänar till att förutsäga beteendet hos många ämnen, även om det också innehåller olika undantag.
Exempel på oktettregeln
Tänk på en CO2-molekyl vars atomer har valenser av 4 (kol) och 2 (syre), förenade av kemiska länkar dubbel. (Det är viktigt att klargöra att valens är de elektroner som ett kemiskt element måste ge upp eller acceptera för att uppnå sin sista energinivå för att vara fullständig. Kemisk valens ska inte förväxlas med valenselektroner, eftersom de senare är de elektroner som är lokaliserade i den sista energinivån).
Denna molekyl är stabil om varje atom har 8 elektroner totalt på sin sista energinivå, och når den stabila oktetten, som är uppfylld med 2-elektronfacket mellan kol- och syreatomer:
- Kol delar två elektroner med varje syre, vilket ökar elektronerna vid den sista energinivån för varje syre från 6 till 8.
- Samtidigt delar varje syre två elektroner med kol, vilket ökar elektronerna från 4 till 8 i den sista energinivån av kol.
Ett annat sätt att se på det skulle vara att summan av de elektroner som överförs och tas alltid måste vara åtta.
Så är fallet för andra stabila molekyler, såsom natriumklorid (NaCl).Natrium bidrar med sin enstaka elektron (valens 1) till klor (valens 7) för att fullborda oktetten. Således skulle vi ha Na1 + Cl1- (det vill säga natrium gav upp en elektron och fick en positiv laddning, och klor accepterade en elektron och med det en negativ laddning).
Undantag från oktettregeln
Oktettregeln har flera undantag, det vill säga föreningar som uppnår stabilitet utan att styras av elektronoktetten. Atomer som fosfor (P), svavel (S), selen (Se), kisel (Si) eller helium (He) kan rymma fler elektroner än vad Lewis föreslagit (hypervalens).
Däremot kan väte (H), som har en enda elektron i en enda atomomloppsbana (det område i rymden där en elektron med största sannolikhet finns runt atomkärnan), acceptera upp till två elektroner i en kemisk bindning. Andra undantag är beryllium (Be), som får stabilitet med bara fyra elektroner, eller bor (B), som gör det med sex.
Oktettregel och Lewis-struktur
Ett annat av Lewis stora bidrag till kemin var hans berömda sätt att representera atombindningar, idag känd som "Lewis-strukturen" eller "Lewis-formeln".
Det består av att placera prickar eller streck för att representera de delade elektronerna i en molekyl och de elektroner som är fria på varje atom.
Denna typ av tvådimensionell grafisk representation gör det möjligt att veta valensen av en atom som interagerar med andra i en förening och om det bildar enkel-, dubbel- eller trippelbindningar, som alla kommer att påverka molekylär geometri.
För att representera en molekyl på detta sätt måste vi välja en central atom, som kommer att omges av de andra (kallade terminalerna) som upprättar bindningar tills den når valensen för alla inblandade. De förra är vanligtvis de minst elektronegativa och de senare de mest elektronegativa.
Till exempel representationen av Vatten (H2O) visar de fria elektronerna som syreatomen har, dessutom kan man visualisera de enkla bindningarna mellan syreatomen och väteatomerna (elektronerna som hör till syreatomen representeras i rött och atomernas väte i svart ). Acetylenmolekylen (C2H2) finns också representerad, där man kan visualisera trippelbindningen mellan de två kolatomerna och enkelbindningarna mellan varje kolatom och en väteatom (elektronerna som hör till kolatomerna representeras i rött och de av väteatomer i svart).