RèGle De L’Octet

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.

Les molécules sont stables lorsque chaque atome a 8 électrons dans son dernier niveau d’énergie.

Quelle est la règle de l’octet ?

En chimie , l’explication de la façon dont les atomes d’ éléments chimiques se combinent est connue sous le nom de règle de l’octet ou théorie de l’octet .

Cette théorie a été énoncée en 1917 par le physico-chimiste américain Gilbert N. Lewis (1875-1946) et explique que les atomes des différents éléments tendent à toujours maintenir une configuration électronique stable en plaçant huit électrons dans leurs derniers niveaux d’énergie.

La règle de l’octet stipule que les ions des différents éléments chimiques trouvés dans le tableau périodique complètent généralement leurs derniers niveaux d’énergie avec 8 électrons . De ce fait, les molécules peuvent acquérir une stabilité similaire à celle des gaz nobles (situés à l’extrême droite du tableau périodique ), dont la structure électronique (avec son dernier niveau d’énergie complet) les rend très stables, c’est-à-dire peu réactif. .

Ainsi, les éléments à forte 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 atteindre l’octet, tandis que ceux à faible électronégativité (tels que les alcalins ou les alcalino-terreux) ont tendance à gagner des électrons, « perdre » des électrons pour atteindre l’octet.

Cette règle explique l’une des manières dont les atomes forment leurs liaisons , et le comportement et les propriétés chimiques des molécules résultantes dépendront de la nature de ces liaisons. De cette manière, la règle de l’octet est un principe pratique qui sert à prédire le comportement de nombreuses substances , bien qu’il comporte également différentes exceptions.

Voir aussi: Liaison covalente

Exemples de la règle de l’octet

Dans l’eau, l’oxygène complète son dernier niveau d’énergie avec 8 électrons et l’hydrogène avec 2.

Prenons l’exemple d’ une molécule de CO 2 dont les atomes ont des valences 4 (carbone) et 2 (oxygène), liés par des doubles liaisons chimiques . (Il est important de préciser que la valence sont les électrons qu’un élément chimique doit abandonner ou accepter pour que son dernier niveau d’énergie soit complet. La valence chimique ne doit pas être confondue avec les électrons de valence, car ces derniers sont les électrons situés dans le dernier niveau d’énergie).

Cette molécule est stable si chaque atome a 8 électrons au total dans son dernier niveau d’énergie , atteignant l’octet stable, qui est rempli avec le partage de 2 électrons entre les atomes de carbone et d’oxygène :

  • Le carbone partage deux électrons avec chaque oxygène, augmentant de 6 à 8 les électrons du dernier niveau d’énergie de chaque oxygène.
  • En même temps, chaque oxygène partage deux électrons avec le carbone, augmentant le nombre d’électrons dans le dernier niveau d’énergie du carbone de 4 à 8.

Une autre façon de voir les choses serait que le total des électrons donnés et pris doit toujours être de huit .

C’est le cas d’autres molécules stables, comme le chlorure de sodium (NaCl). Le sodium apporte son électron unique (valence 1) au chlore (valence 7) pour compléter l’octet. Ainsi, nous aurions Na 1+ Cl 1- (c’est-à-dire que le sodium a cédé 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 leur stabilité sans être gouvernés par l’octet d’électrons. Des atomes tels que le phosphore (P), le soufre (S), le sélénium (Se), le silicium (Si) ou l’hélium (He) peuvent contenir plus d’électrons que ne le suggère 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 au plus dans une liaison chimique . D’autres exceptions sont le béryllium (Be) , qui acquiert la stabilité avec seulement quatre électrons, ou le bore (B) , qui le fait avec six.

Règle d’octet et structure de Lewis

La structure de Lewis permet de visualiser les électrons libres et partagés.

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 qui restent libres sur chaque atome.

Ce type de représentation graphique bidimensionnelle nous permet de connaître la valence d’un atome qui interagit avec d’autres dans un composé et s’il forme des liaisons simples, doubles ou triples, qui affecteront toutes la géométrie moléculaire.

Pour représenter une molécule de cette manière, nous devons choisir un atome central , qui sera entouré par les autres (appelés terminaux) établissant des liens jusqu’à atteindre les valences de tous ceux impliqués. Les premiers sont généralement les moins électronégatifs et les seconds les plus électronégatifs.

Par exemple, la représentation de l’eau (H 2 O) montre les électrons libres que possède l’atome d’oxygène , de plus, les liaisons simples entre l’atome d’oxygène et les atomes d’hydrogène peuvent être visualisées (les électrons qui appartiennent à l’atome d’oxygène sont représentés en rouge et celles des atomes d’hydrogène en noir). La molécule d’acétylène (C 2 H 2 ) est également représentée, où l’on peut 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). représentés en rouge et ceux des atomes d’hydrogène en noir).

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