• Шта је правило октета?
• Примери правила октета
• Изузеци од правила октета
• Октетно правило и Луисова структура

Објашњавамо шта је октетно правило у хемији, ко је био његов творац, примери и изузеци. Такође, Луисова структура.

Молекули су стабилни када сваки атом има 8 електрона на свом последњем енергетском нивоу.

Шта је правило октета?

Ин хемија, познато је као октетно правило или теорија октета за објашњење начина на који атоми хемијски елементи комбинује се.

Ову теорију је 1917. изнео амерички хемијски физичар Гилберт Н. Луис (1875-1946) и објашњава да атоми различитих елемената обично увек одржавају стабилну електронску конфигурацију лоцирањем осам електрона у вашим последњим енергетским нивоима.

Правило октета каже да јони различитих хемијских елемената који се налазе у периодном систему обично завршавају своје последње енергетске нивое са 8 електрона. Због овога, молекуле може стећи стабилност сличну оној код племените гасове (налази се крајње десно од Периодни систем), чија електронска структура (са последњим пуним енергетским нивоом) их чини веома стабилним, односно не баш реактивним.

Тако, елементи са високом електронегативношћу (као што су халогени и амфогени, односно елементи из групе 16 табеле) имају тенденцију да „добију“ електроне до октета, док они са ниском електронегативношћу (као што су алкална или земноалкална) имају тенденцију да "губи" електроне да би стигао до октета.

Ово правило објашњава један од начина на који атоми формирају своје везе, а понашање и хемијска својства насталих молекула зависиће од њихове природе. Дакле, правило октета је практичан принцип који служи за предвиђање понашања многих супстанце, иако представља и различите изузетке.

Примери правила октета

У води кисеоник завршава свој последњи енергетски ниво са 8 електрона, а водоник са 2.

Замислите молекул ЦО2 чији атоми имају валенце од 4 (угљеник) и 2 (кисеоник), спојени са хемијске везе дупло. (Важно је разјаснити да су валенца електрони које хемијски елемент мора да одустане или прихвати да би постигао свој последњи енергетски ниво да би био потпун. Хемијска валенца не треба мешати са валентним електронима, пошто су ови други електрони који се налазе у последњем енергетском нивоу).

Овај молекул је стабилан ако сваки атом има укупно 8 електрона на свом последњем енергетском нивоу, достижући стабилан октет, који је испуњен одељком са 2 електрона између атома угљеника и кисеоника:

• Угљеник дели два електрона са сваким кисеоником, повећавајући електроне на последњем енергетском нивоу сваког кисеоника са 6 на 8.
• У исто време, сваки кисеоник дели два електрона са угљеником, повећавајући електроне са 4 на 8 у последњем енергетском нивоу угљеника.

Други начин гледања на то би био да укупан број пренетих и узетих електрона увек мора бити осам.

То је случај са другим стабилним молекулима, као што је натријум хлорид (НаЦл).Натријум доприноси свом појединачном електрону (валенција 1) хлору (валенција 7) да би се комплетирао октет. Тако бисмо имали На1 + Цл1- (то јест, натријум је дао електрон, и добио позитивно наелектрисање, а хлор је прихватио електрон и са њим негативно наелектрисање).

Изузеци од правила октета

Правило октета има неколико изузетака, то јест, једињења која постижу стабилност без управљања октетом електрона. Атоми као што су фосфор (П), сумпор (С), селен (Се), силицијум (Си) или хелијум (Хе) могу прихватити више електрона него што је Луис предложио (хиперваленција).

Насупрот томе, водоник (Х), који има један електрон у једној атомској орбитали (област простора у којој се електрон највероватније налази око атомског језгра), може да прихвати до два електрона у хемијској вези. Други изузеци су берилијум (Бе), који стиче стабилност са само четири електрона, или бор (Б), који то чини са шест.

Октетно правило и Луисова структура

Луисова структура омогућава визуализацију слободних и заједничких електрона.

Још један од Луисових великих доприноса хемији био је његов чувени начин представљања атомских веза, данас познат као „Луисова структура” или „Луисова формула”.

Састоји се од постављања тачака или цртица које представљају заједничке електроне у молекулу и електроне који су слободни на сваком атому.

Ова врста дводимензионалног графичког приказа омогућава да се зна валенција атома који је у интеракцији са другима у сложени и да ли формира једноструке, двоструке или троструке везе, што ће све утицати на молекуларну геометрију.

Да бисмо представили молекул на овај начин, потребно је да изаберемо централни атом, који ће бити окружен осталима (званим терминали) који успостављају везе док не достигну валенције свих укључених. Први су обично најмање електронегативни, а други најелектронегативни.

На пример, представљање Вода (Х2О) показује слободне електроне које има атом кисеоника, поред тога можете визуализовати једноставне везе између атома кисеоника и атома водоника (електрони који припадају атому кисеоника су представљени црвеном, а они атома водоника црном ). Такође је представљен молекул ацетилена (Ц2Х2), где можете да визуелизујете троструку везу између два атома угљеника и једноструке везе између сваког атома угљеника и атома водоника (електрони који припадају атомима угљеника су представљени црвеном бојом, а они од атоми водоника у црном).