- Quelle est la règle de l'octet ?
- Exemples de la règle de l'octet
- Exceptions à la règle de l'octet
- Règle d'octet et structure de Lewis
Nous expliquons ce qu'est la règle de l'octet en chimie, qui en a été le créateur, des exemples et des exceptions. Aussi, la structure de Lewis.
Quelle est la règle de l'octet ?
Dans chimie, est connue sous le nom de règle de l'octet ou théorie de l'octet pour expliquer la manière dont les atomes du éléments chimiques il combine.
Cette théorie a été énoncée en 1917 par le physicien chimiste américain Gilbert N. Lewis (1875-1946) et explique que le atomes des différents éléments maintiennent généralement toujours une configuration électronique stable en localisant huit électrons dans vos derniers niveaux d'énergie.
La règle de l'octet stipule que les ions des divers éléments chimiques trouvés dans le tableau périodique complètent généralement leurs derniers niveaux d'énergie avec 8 électrons. À cause de ce, molécules peut acquérir une stabilité similaire à celle de gaz nobles (situé à l'extrême droite de la table périodique), dont la structure électronique (avec son dernier niveau d'énergie plein) les rend très stables, c'est-à-dire peu réactifs.
Ainsi, les éléments à haute électronégativité (tels que les halogènes et les amphigènes, c'est-à-dire les éléments du groupe 16 du tableau) ont tendance à « gagner » des électrons jusqu'à l'octet, tandis que ceux à faible électronégativité (tels que les alcalins ou alcalino-terreux) ont tendance à "perdre" des électrons pour atteindre l'octet.
Cette règle explique l'une des façons dont les atomes forment leurs liaisons, et le comportement et les propriétés chimiques des molécules résultantes dépendront de leur nature. Ainsi, la règle de l'octet est un principe pratique qui sert à prédire le comportement de nombreux substances, bien qu'il présente également différentes exceptions.
Exemples de la règle de l'octet
Considérons une molécule de CO2 dont les atomes ont valences de 4 (carbone) et 2 (oxygène), réunis par liens chimiques double. (Il est important de préciser que la valence sont les électrons qu'un élément chimique doit abandonner ou accepter pour atteindre son dernier niveau d'énergie pour être complet. La valence chimique ne doit pas être confondue avec les électrons de valence, car ces derniers sont les électrons qui se trouvent dans le dernier niveau d'énergie).
Cette molécule est stable si chaque atome a 8 électrons au total à son dernier niveau d'énergie, atteignant l'octet stable, qui est rempli avec le compartiment à 2 électrons entre les atomes de carbone et d'oxygène :
- Le carbone partage deux électrons avec chaque oxygène, augmentant les électrons au dernier niveau d'énergie de chaque oxygène de 6 à 8.
- Dans le même temps, chaque oxygène partage deux électrons avec le carbone, augmentant les électrons de 4 à 8 dans le dernier niveau d'énergie du carbone.
Une autre façon de voir les choses serait que le total des électrons transférés et prélevés doit toujours être de huit.
C'est le cas d'autres molécules stables, comme le chlorure de sodium (NaCl).Le sodium apporte son seul électron (valence 1) au chlore (valence 7) pour compléter l'octet. Ainsi, nous aurions Na1 + Cl1- (c'est-à-dire que le sodium a abandonné un électron et a gagné une charge positive, et le chlore a accepté un électron et avec lui une charge négative).
Exceptions à la règle de l'octet
La règle de l'octet a plusieurs exceptions, c'est-à-dire des composés qui atteignent la stabilité sans être régis par l'octet électronique. Les atomes tels que le phosphore (P), le soufre (S), le sélénium (Se), le silicium (Si) ou l'hélium (He) peuvent accueillir plus d'électrons que suggéré par Lewis (hypervalence).
En revanche, l'hydrogène (H), qui a un seul électron dans une seule orbitale atomique (la région de l'espace où un électron est le plus susceptible de se trouver autour du noyau atomique), peut accepter jusqu'à deux électrons dans une liaison chimique. D'autres exceptions sont le béryllium (Be), qui acquiert une stabilité avec seulement quatre électrons, ou le bore (B), qui le fait avec six.
Règle d'octet et structure de Lewis
Une autre des grandes contributions de Lewis à la chimie était sa célèbre façon de représenter les liaisons atomiques, aujourd'hui connue sous le nom de « structure de Lewis » ou « formule de Lewis ».
Elle consiste à placer des points ou des tirets pour représenter les électrons partagés dans une molécule et les électrons libres sur chaque atome.
Ce type de représentation graphique bidimensionnelle permet de connaître la valence d'un atome qui interagit avec d'autres dans un composé et si elle forme des liaisons simples, doubles ou triples, tout cela affectera la géométrie moléculaire.
Pour représenter une molécule de cette manière, nous devons choisir un atome central, qui sera entouré des autres (appelés terminaux) établissant des liaisons jusqu'à atteindre les valences de tous les acteurs. Les premiers sont généralement les moins électronégatifs et les derniers les plus électronégatifs.
Par exemple, la représentation de L'eau (H2O) montre les électrons libres que possède l'atome d'oxygène, en plus vous pouvez visualiser les liaisons simples entre l'atome d'oxygène et les atomes d'hydrogène (les électrons qui appartiennent à l'atome d'oxygène sont représentés en rouge et ceux des atomes d'hydrogène en noir ). La molécule d'acétylène (C2H2) est également représentée, où vous pouvez visualiser la triple liaison entre les deux atomes de carbone et les liaisons simples entre chaque atome de carbone et un atome d'hydrogène (les électrons qui appartiennent aux atomes de carbone sont représentés en rouge et ceux de atomes d'hydrogène en noir).