Vi forklarer, hvad oktetreglen er i kemi, hvem der var dens skaber, eksempler og undtagelser. Også Lewis-strukturen.
Hvad er oktetreglen?
I kemi, er kendt som oktetreglen eller oktetteorien til forklaringen af den måde, hvorpå atomerne i kemiske grundstoffer det kombinerer.
Denne teori blev fremsat i 1917 af den amerikanske kemiske fysiker Gilbert N. Lewis (1875-1946) og forklarer, at atomer af de forskellige elementer opretholder normalt altid en stabil elektronisk konfiguration ved at lokalisere otte elektroner i dine sidste energiniveauer.
Oktetreglen siger, at ionerne af de forskellige kemiske grundstoffer, der findes i det periodiske system, normalt fuldender deres sidste energiniveauer med 8 elektroner. På grund af dette, molekyler kan opnå en stabilitet svarende til Ædelgasser (placeret yderst til højre for periodiske system), hvis elektroniske struktur (med sit sidste fulde energiniveau) gør dem meget stabile, det vil sige ikke særlig reaktive.
Således har grundstoffer med høj elektronegativitet (såsom halogener og amfogener, dvs. grundstoffer fra gruppe 16 i tabellen) en tendens til at "vinde" elektroner op til oktetten, mens dem med lav elektronegativitet (såsom alkalisk eller alkalisk jord) har tendens til at "taber" elektroner for at nå oktetten.
Denne regel forklarer en af de måder, hvorpå atomer danner deres bindinger, og de resulterende molekylers adfærd og kemiske egenskaber vil afhænge af deres natur. Oktetreglen er således et praktisk princip, der tjener til at forudsige manges adfærd stoffer, selvom det også præsenterer forskellige undtagelser.
Eksempler på oktetreglen
Overvej et CO2-molekyle, hvis atomer har valenser af 4 (kulstof) og 2 (ilt), forenet af kemiske forbindelser dobbelt. (Det er vigtigt at præcisere, at valens er de elektroner, som et kemisk grundstof skal opgive eller acceptere for at opnå sit sidste energiniveau for at være fuldstændigt. Kemisk valens skal ikke forveksles med valenselektroner, da sidstnævnte er de elektroner, der er placeret. i det sidste energiniveau).
Dette molekyle er stabilt, hvis hvert atom har 8 elektroner i alt på sit sidste energiniveau, og når den stabile oktet, som er opfyldt med 2-elektronrummet mellem kulstof- og oxygenatomer:
- Kulstof deler to elektroner med hver oxygen, hvilket øger elektronerne ved det sidste energiniveau for hver oxygen fra 6 til 8.
- Samtidig deler hver oxygen to elektroner med kulstof, hvilket øger elektronerne fra 4 til 8 i kulstofs sidste energiniveau.
En anden måde at se det på ville være, at summen af de elektroner, der overføres og tages, altid skal være otte.
Det er tilfældet for andre stabile molekyler, såsom natriumchlorid (NaCl).Natrium bidrager med sin enkelte elektron (valens 1) til klor (valens 7) for at fuldende oktetten. Således ville vi have Na1 + Cl1- (det vil sige natrium opgav en elektron og fik en positiv ladning, og klor accepterede en elektron og dermed en negativ ladning).
Undtagelser fra oktetreglen
Oktetreglen har flere undtagelser, det vil sige forbindelser, der opnår stabilitet uden at være styret af elektronoktetten. Atomer såsom fosfor (P), svovl (S), selen (Se), silicium (Si) eller helium (He) kan rumme flere elektroner end foreslået af Lewis (hypervalens).
I modsætning hertil kan brint (H), som har en enkelt elektron i en enkelt atomorbital (det område i rummet, hvor en elektron med størst sandsynlighed findes omkring atomkernen), acceptere op til to elektroner i en kemisk binding. Andre undtagelser er beryllium (Be), som opnår stabilitet med kun fire elektroner, eller bor (B), som gør det med seks.
Oktetregel og Lewis-struktur
Et andet af Lewis store bidrag til kemi var hans berømte måde at repræsentere atombindinger på, i dag kendt som "Lewis-strukturen" eller "Lewis-formlen".
Det består af at placere prikker eller bindestreger for at repræsentere de delte elektroner i et molekyle og de elektroner, der er frie på hvert atom.
Denne type todimensionel grafisk repræsentation gør det muligt at kende valensen af et atom, der interagerer med andre i en sammensatte og om det danner enkelt-, dobbelt- eller tredobbeltbindinger, som alle vil påvirke molekylær geometri.
For at repræsentere et molekyle på denne måde er vi nødt til at vælge et centralt atom, som vil være omgivet af de andre (kaldet terminaler), der etablerer bindinger, indtil det når valenserne for alle de involverede. Førstnævnte er normalt de mindst elektronegative og sidstnævnte de mest elektronegative.
For eksempel repræsentationen af Vand (H2O) viser de frie elektroner som oxygenatomet har, derudover kan man visualisere de simple bindinger mellem oxygenatomet og brintatomerne (elektronerne der hører til oxygenatomet er repræsenteret med rødt og atomernes brint med sort ). Acetylenmolekylet (C2H2) er også repræsenteret, hvor man kan visualisere tredobbeltbindingen mellem de to kulstofatomer og enkeltbindingerne mellem hvert kulstofatom og et brintatom (elektronerne der hører til kulstofatomerne er repræsenteret med rødt og de af hydrogenatomer i sort).