- Wat is de octetregel?
- Voorbeelden van de octetregel
- Uitzonderingen op de octetregel
- Octetregel en Lewis-structuur
We leggen uit wat de octetregel is in de chemie, wie de maker was, voorbeelden en uitzonderingen. Ook de Lewis-structuur.
Wat is de octetregel?
In chemie, staat bekend als de octetregel of octettheorie voor de verklaring van de manier waarop de atomen van de chemische elementen het combineert.
Deze theorie werd in 1917 verkondigd door de Amerikaanse chemisch fysicus Gilbert N. Lewis (1875-1946) en legt uit dat de atomen van de verschillende elementen behouden meestal altijd een stabiele elektronische configuratie door acht . te lokaliseren elektronen in je laatste energieniveaus.
De octetregel stelt dat de ionen van de verschillende chemische elementen in het periodiek systeem hun laatste energieniveau gewoonlijk voltooien met 8 elektronen. Vanwege dit, moleculen kan een stabiliteit krijgen die vergelijkbaar is met die van Edelgassen (bevindt zich uiterst rechts van de periodiek systeem), waarvan de elektronische structuur (met zijn laatste volledige energieniveau) ze erg stabiel maakt, dat wil zeggen niet erg reactief.
Zo hebben elementen met een hoge elektronegativiteit (zoals halogenen en amfogenen, dat wil zeggen elementen uit groep 16 van de tabel) de neiging om elektronen tot het octet te "winnen", terwijl elementen met een lage elektronegativiteit (zoals alkali- of aardalkali) elektronen "verliezen" om het octet te bereiken.
Deze regel verklaart een van de manieren waarop atomen hun bindingen vormen, en het gedrag en de chemische eigenschappen van de resulterende moleculen zullen afhangen van hun aard. De octetregel is dus een praktisch principe dat dient om het gedrag van velen te voorspellen stoffen, hoewel het ook verschillende uitzonderingen biedt.
Voorbeelden van de octetregel
Beschouw een CO2-molecuul waarvan de atomen: valenties van 4 (koolstof) en 2 (zuurstof), verbonden door chemische verbindingen dubbele. (Het is belangrijk om te verduidelijken dat valentie de elektronen zijn die een chemisch element moet opgeven of accepteren om zijn laatste energieniveau te bereiken om volledig te zijn. Chemische valentie moet niet worden verward met valentie-elektronen, aangezien deze laatste de elektronen zijn die zich bevinden in het laatste energieniveau).
Dit molecuul is stabiel als elk atoom op zijn laatste energieniveau in totaal 8 elektronen heeft en het stabiele octet bereikt, dat wordt vervuld met het 2-elektronencompartiment tussen koolstof- en zuurstofatomen:
- Koolstof deelt twee elektronen met elke zuurstof, waardoor de elektronen op het laatste energieniveau van elke zuurstof toenemen van 6 naar 8.
- Tegelijkertijd deelt elke zuurstof twee elektronen met koolstof, waardoor de elektronen toenemen van 4 naar 8 in het laatste energieniveau van koolstof.
Een andere manier om ernaar te kijken zou zijn dat het totaal van de overgedragen en genomen elektronen altijd acht moet zijn.
Dat is het geval voor andere stabiele moleculen, zoals natriumchloride (NaCl).Natrium draagt zijn enkele elektron (valentie 1) bij aan chloor (valentie 7) om het octet te voltooien. We zouden dus Na1 + Cl1- hebben (dat wil zeggen, natrium gaf een elektron af en kreeg een positieve lading, en chloor accepteerde een elektron en daarmee een negatieve lading).
Uitzonderingen op de octetregel
De octetregel heeft verschillende uitzonderingen, dat wil zeggen verbindingen die stabiliteit bereiken zonder te worden beheerst door het elektronenoctet. Atomen zoals fosfor (P), zwavel (S), selenium (Se), silicium (Si) of helium (He) kunnen meer elektronen opnemen dan Lewis suggereert (hypervalentie).
Daarentegen kan waterstof (H), dat een enkel elektron heeft in een enkele atomaire orbitaal (het gebied van de ruimte waar een elektron het meest waarschijnlijk wordt gevonden rond de atoomkern), tot twee elektronen in een chemische binding accepteren. Andere uitzonderingen zijn beryllium (Be), dat met slechts vier elektronen stabiel wordt, of boor (B), dat dit met zes doet.
Octetregel en Lewis-structuur
Een andere grote bijdrage van Lewis aan de scheikunde was zijn beroemde manier om atomaire bindingen weer te geven, tegenwoordig bekend als de "Lewis-structuur" of "Lewis-formule".
Het bestaat uit het plaatsen van stippen of streepjes om de gedeelde elektronen in een molecuul en de elektronen die vrij zijn op elk atoom weer te geven.
Dit type tweedimensionale grafische weergave maakt het mogelijk om de valentie te kennen van een atoom dat interageert met anderen in a verbinding en of het enkele, dubbele of driedubbele bindingen vormt, die allemaal de moleculaire geometrie zullen beïnvloeden.
Om een molecuul op deze manier weer te geven, moeten we een centraal atoom kiezen, dat wordt omringd door de andere (terminals genoemd) die bindingen tot stand brengen totdat het de valenties van alle betrokkenen bereikt. De eerste zijn meestal het minst elektronegatief en de laatste het meest elektronegatief.
Bijvoorbeeld de weergave van Water (H2O) toont de vrije elektronen die het zuurstofatoom heeft, daarnaast kun je de eenvoudige bindingen tussen het zuurstofatoom en de waterstofatomen visualiseren (de elektronen die bij het zuurstofatoom horen zijn in rood weergegeven en die van de atomen waterstof in zwart ). Het acetyleenmolecuul (C2H2) is ook weergegeven, waar je de drievoudige binding tussen de twee koolstofatomen en de enkele bindingen tussen elk koolstofatoom en een waterstofatoom kunt visualiseren (de elektronen die bij de koolstofatomen horen zijn in rood weergegeven en die van waterstofatomen in het zwart).