- Qual é a regra do octeto?
- Exemplos da regra do octeto
- Exceções à regra do octeto
- Regra do octeto e estrutura de Lewis
Explicamos o que é a regra do octeto em química, quem foi seu criador, exemplos e exceções. Além disso, a estrutura de Lewis.
Qual é a regra do octeto?
Dentro química, é conhecida como regra do octeto ou teoria do octeto para a explicação da maneira como os átomos do elementos químicos isto combina.
Essa teoria foi enunciada em 1917 pelo físico químico americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) e explica que a átomos dos diferentes elementos geralmente sempre mantêm uma configuração eletrônica estável, localizando 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. Devido a esta, moléculas pode adquirir uma estabilidade semelhante à de gases nobres (localizado na extrema direita do tabela periódica), cuja estrutura eletrônica (com seu último nível de energia completo) os torna muito estáveis, ou seja, pouco reativos.
Assim, elementos com alta eletronegatividade (como halogênios e anfogênios, ou seja, elementos do grupo 16 da 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 de sua natureza. Assim, a regra do octeto é um princípio prático que serve para prever o comportamento de muitos substâncias, embora também apresente diferentes exceções.
Exemplos da regra do octeto
Considere uma molécula de CO2 cujos átomos têm valências de 4 (carbono) e 2 (oxigênio), unidos por ligações químicas Duplo. (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 estão localizados no último nível de energia).
Esta molécula é estável se cada átomo tiver 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 Na1 + Cl1- (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 provavelmente 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
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 conhecer 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 demais (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 de Água (H2O) mostra os elétrons livres que o átomo de oxigênio possui, além disso você pode visualizar as ligações simples entre o átomo de oxigênio e os átomos de hidrogênio (os elétrons que pertencem ao átomo de oxigênio são representados em vermelho e os dos átomos de hidrogênio em preto ) A molécula de acetileno (C2H2) 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 são representados em vermelho e os de átomos de hidrogênio em preto).