Regra do octeto

Explicamos o que é a regra do octeto em química, quem foi seu criador, exemplos e exceções. Além disso, a estrutura de Lewis.

As moléculas são estáveis ​​quando cada átomo tem 8 elétrons em seu último nível de energia.

Qual é a regra do octeto?

Em química , é conhecida como regra do octeto ou teoria do octeto para explicar como os átomos dos elementos químicos se combinam .

Essa teoria foi enunciada em 1917 pelo físico químico americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) e explica que os átomos dos diferentes elementos costumam manter sempre uma configuração eletrônica estável por meio da localização de oito elétrons em seus últimos níveis de energia.

A regra do octeto afirma que os íons dos vários elementos químicos encontrados na Tabela Periódica geralmente completam seus últimos níveis de energia com 8 elétrons . Com isso, as moléculas podem adquirir uma estabilidade semelhante à dos gases nobres (localizados na extrema direita da tabela periódica ), cuja estrutura eletrônica (com seu último nível de energia completo) as torna muito estáveis, ou seja, pouco reativas. .

Assim, elementos com alta eletronegatividade (como halogênios e anfígenos, ou seja, elementos do grupo 16 na Tabela) tendem a “ganhar” elétrons até o octeto, enquanto aqueles com baixa eletronegatividade (como alcalinos ou alcalino-terrosos) tendem a “perdem” elétrons para alcançar o octeto.

Essa regra explica uma das maneiras pelas quais os átomos formam suas ligações , e o comportamento e as propriedades químicas das moléculas resultantes dependerão da natureza delas. Assim, a regra do octeto é um princípio prático que pode ser usado para prever o comportamento de muitas substâncias , embora também tenha várias exceções.

Veja também: Ligação covalente

Exemplos da regra do octeto

Na água, o oxigênio completa seu último nível de energia com 8 elétrons e o hidrogênio com 2.

Vamos pensar em uma molécula de CO 2 cujos átomos têm valências 4 (carbono) e 2 (oxigênio), ligadas por ligações químicas duplas . (É importante esclarecer que valência são os elétrons que um elemento químico deve abrir mão ou aceitar para atingir seu último nível de energia para se completar. Valência química não deve ser confundida com elétrons de valência, pois estes são os elétrons que são localizado no último nível de energia).

Esta molécula é estável se cada átomo apresentar 8 elétrons no total em seu último nível de energia , atingindo o octeto estável, que é preenchido com o compartimento de 2 elétrons entre os átomos de carbono e oxigênio:

  • O carbono compartilha dois elétrons com cada oxigênio, aumentando os elétrons no último nível de energia de cada oxigênio de 6 para 8.
  • Ao mesmo tempo, cada oxigênio compartilha dois elétrons com o carbono, aumentando os elétrons de 4 para 8 no último nível de energia do carbono.

Outra maneira de ver isso seria que o total de elétrons transferidos e retirados deve ser sempre oito .

Esse é o caso de outras moléculas estáveis, como o cloreto de sódio (NaCl). O sódio contribui com seu único elétron (valência 1) para o cloro (valência 7) para completar o octeto. Assim, teríamos Na 1+ Cl 1- (ou seja, o sódio cedeu um elétron e ganhou uma carga positiva, e o cloro aceitou um elétron e com ele uma carga negativa).

Exceções à regra do octeto

A regra do octeto tem várias exceções, ou seja, compostos que alcançam estabilidade sem serem governados pelo octeto de elétrons. Átomos como fósforo (P), enxofre (S), selênio (Se), silício (Si) ou hélio (He) podem acomodar mais elétrons do que o sugerido por Lewis (hipervalência).

Em contraste, o hidrogênio (H) , que tem um único elétron em um único orbital atômico (a região do espaço onde um elétron é mais provável de ser encontrado ao redor do núcleo atômico), pode aceitar até dois elétrons em uma ligação química. Outras exceções são o berílio (Be) , que adquire estabilidade com apenas quatro elétrons, ou o boro (B) , que adquire estabilidade com seis.

Regra do octeto e estrutura de Lewis

A estrutura de Lewis permite que elétrons livres e compartilhados sejam visualizados.

Outra das grandes contribuições de Lewis para a química foi sua famosa forma de representar ligações atômicas , hoje conhecida como “estrutura de Lewis” ou “fórmula de Lewis”.

Consiste em colocar pontos ou travessões para representar os elétrons compartilhados em uma molécula e os elétrons que estão livres em cada átomo.

Este tipo de representação gráfica bidimensional permite saber a valência de um átomo que interage com outros em um composto e se forma ligações simples, duplas ou triplas, todas afetando a geometria molecular.

Para representar uma molécula desta forma precisamos escolher um átomo central , que será circundado pelos outros (chamados terminais) estabelecendo ligações até atingir as valências de todos os envolvidos. Os primeiros são geralmente os menos eletronegativos e os últimos os mais eletronegativos.

Por exemplo, a representação da água (H 2 O) mostra os elétrons livres que o átomo de oxigênio possui , além disso, as ligações simples entre o átomo de oxigênio e os átomos de hidrogênio podem ser visualizadas (os elétrons que pertencem ao átomo de oxigênio são representados em vermelho e os de átomos de hidrogênio em preto). A molécula de acetileno (C 2 H 2 ) também está representada, onde você pode visualizar a ligação tripla entre os dois átomos de carbono e as ligações simples entre cada átomo de carbono e um átomo de hidrogênio (os elétrons que pertencem aos átomos de carbono). Carbono são representados em vermelho e os de átomos de hidrogênio em preto).

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