Regla de l'octet

De L'Enciclopèdia, la wikipedia en valencià
Anar a la navegació Anar a la busca

La regla de l'octet, enunciada en 1916 per Gilbert Newton Lewis, Físicoquímic nortamericà, diu que la tendència dels ions dels elements del sistema periòdic és completar els seus últims nivells d'energia en una cantitat de 8 electrons, de tal forma que adquirix una configuració molt estable. Esta configuració és semblant a la d'un gas noble,[1] els elements ubicats a l'extrem dret de la taula periòdica. Els gasos nobles són elements electroquímicament estables, ya que complixen en la estructura de Lewis, són inerts, és dir que és molt difícil que reaccionen en algun atre element. Esta regla és aplicable per a la creació d'enllaços entre els àtoms, la naturalea d'estos enllaços determinarà el comportament i les propietats de les molècules. Estes propietats dependran per tant del tipo d'enllaç, del número d'enllaços per àtom, i de les forces intermoleculars.

Existixen diferents tipos d'enllaç químic, basats tots ells, com s'ha explicat abans en l'estabilitat especial de la configuració electrònica dels gasos nobles, tendint a rodejar-se de huit electrons en el seu nivell més extern. Este octet electrònic pot ser adquirit per un àtom de diferents maneres:

És important saber, que la regla de l'octet és una regla pràctica aproximada que presenta numeroses excepcions pero que servix per a predir el comportament de moltes substàncies.

CO2, en dos enllaços dobles.

En la figura es mostren els 4 electrons de valència del carbono, creant dos enllaços covalent, en els 6 electrons en l'últim nivell d'energia de cadascun dels oxigens, la valència de la qual és 2. La suma dels electrons de cadascun dels àtoms són 8, aplegant a l'octet. Note's que existixen casos de molècules en àtoms que no complixen l'octet i són estables igualment.

Excepcions

Existixen excepcions a esta regla. Els àtoms que no complixen la regla de l'octet en alguns composts són: bor, carbono, nitrogen, oxigen, flúor, fòsfor i sofre. En alguns casos estos elements formen dobles enllaços i fins a triples el carbono i el nitrogen.

L'hidrogen té un a soles orbital en la seua capa de valència la qual pot acceptar com a màxim dos electrons, junt en el berili que es completa en una cantitat de quatre electrons i el bor que requerix de 6 electrons per a portar a terme esta funció, de modo en que s'eludix a la normativa que especifica que tot element es completa en 8 electrons a la seua disposició. Per una atra part, els àtoms no metàlics a partir del tercer periodo poden formar "octets expandits" és dir, poden contindre més de huit electrons en la seua capa de valència, en general colocant els electrons extra en subnivells.

Algunes molècules o ions sumament reactius tenen àtoms en menys de huit electrons en la seua capa externa. Un eixemple és el *trifluoruro de bor (BF3). En la molècula de BF3 l'àtom de bor central a soles té sis electrons al seu entorn.

La forma més clara per a vore gràficament el funcionament de la "regla de l'octet" és la representació de Lewis de les molècules. Ans que es puguen escriure algunes estructures de Lewis, es deu conéixer la forma en que els àtoms estan units entre sí. Considere's per eixemple el àcit nítric. Encara que la fòrmula de l'àcit nítric en freqüència es representa com HNO3, en realitat l'hidrogen està unit a un oxigen, no al nitrogen. L'estructura és HONO2 i no HNO3.

També es pot donar quan existixen molècules impars, molècules hipovalents i molècules hipervalents. És quan els àtoms formen composts en perdre, guanyar o compartir electrons per a adquirir 8 electrons de valència. L'hidrogen conseguix l'estabilitat de l'heli, en 2 electrons de valència. Els àtoms dels gasos nobles es caracterisen per tindre tots els seus nivells i subnivells energètics completament plens. L'estabilitat dels gasos nobles s'associa en l'estructura electrònica de la seua última capa que queda plena en huit electrons.

Referències

  1. [1] Theodore L. Brown, Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge. Química: la ciencia central. Página 276. (books.google.es)

Vore també