Oktetno pravilo ilipravilo okteta jehemijsko osnovno pravilo koje odražava činjenicu da suatomiglavne grupe elemenata skloni kombinacijama u kojima svaki ima po osamelektrona u svojojvalencijskoj ljusci, dajući mu istuelektronsku konfiguraciju koju imaplemeniti plin. Ovo pravilo se posebno odnosi naugljik,azot,kisik ihalogene, ali i na metale kao što sunatrij ilimagnezij.
Valentni elektroni mogu se proračunati koristećiLewisov dijagram elektronskih tačaka, kao što je prikazano na desnoj strani zaugljendioksid. Zajednički elektroni dva atoma ukovalentnoj vezi broje se dva puta, po jednom za svaki atom. U ugljendioksidu, svaki kisik ima četiri zajednička elektrona sa centralnim ugljikom, dva (prikazana crveno) iz samog kisika i dva (prikazana crno) ugljika. Sva četiri od tih elektrona se računaju u oba skeleta: ugljikovom oktetu i oktetu kisika.
Između parova atoma uobičajena jejonska veza, gdje je jedan od parnjakametal niske elektronegativnosti (kaonatrij) a druginemetal visoke elektronegativnosti (kaohlor).
Atom hlora, u vanjsko elektronskoj ljusci ima sedam elektrona, prva i druga ljuska se pune sa dva, odnosno osam elektrona. Prvielektronski afinitet hlora (oslobađanje energije kada hlor dobija elektrona) je + 328,8 kJ po molu atoma hlora. Dodavanje drugog elektrona na hlor zahtijeva energiju, koja se ne može povratiti formiranjem hemijske veze. Rezultat je da hlor vrlo često gradi spoj u kojem ima osam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci (kompletan oktet).
Natrijev atom ima jedan elektron u najudaljenijoj elektronskoj ljusci, prva i druga ljuska ponovo se pune sa dva, odnosno osam elektrona. Da bi se uklonio ovaj vanjski elektron potrebna je samo prvaenergija ionizacije, što iznosi + 495,8 kJ pomolu natrijevog atoma, što je mala količine energije. Nasuprot tome, drugi elektron se nalazi u dubljoj drugoj elektronskoj ljusci, pa je potrebna druga energija ionizacije za njegovo uklanjanje, koja je mnogo veća: + 4,562,4 kJ po molu. Tako će natrij, u većini slučajeva, formirati spoj u kojem je izgubio jedan elektron i imati punu spoljnu ljusku od osam elektrona ili oktet.
Energija potrebne za prijenos elektrona iz atoma natrija na atom hlora (razlika od 1. energije ionizacije natrija i elektronskog afiniteta hlora) je mala: 495,8-328,8 = + 167 kJ mol−1. Ova energija lahko nadoknadirešetka energijenatrij-hlorida: –787,3 kJ mol−1. Ovim se završava objašnjenje pravilo okteta u ovom slučaju.
U kasnpm 19. stoljeću bilo je poznato da se koordinacijski spojevi (ranije zvani “molekularni spojevi”) formiraju kombinacijom atoma ili molekula na takav način da se valence atoma zadovoljavaju odvojeno.
U 1893.,Alfred Werner pokazao je da je broj atoma ili grupa vezan za centralni atom (“koordinacijski broj”) koji je često 4- ili 6-valentan; ostali poznati koordinacijski brojevi su maksimalno do 8, ali sdu rjeđi.
U 1904.Richard Abegg bio je jedan od prvih koji je proširio koncept koordinacijskog broja na konceptvalencije u kojoem je razlikovao atome kao donore ili akceptore elektrona, vodeći ka pozitivnom i negativnom stanju valencije, što se izvrsno uklapa u moderni konceptoksidacijskog stanja. Abegg je zabilježio da razlike između maksimuma pozitivne i negativne valencijeelementa po njegovom modelu najčešće iznose osam.[1]Gilbert N. Lewis označava kaoAbeggovo pravilo i koristi ga da pomogne formulaciji svog modelakockasti atom i "pravila osam", koji su počeli da prave razliku izmeđuvalencije ivalencije elektrona.[2]
Godine 1919.Irving Langmuir redefinirao je ove koncepte i preimenovao u "atom kockastog okteta" i "oktetna teorija".[3] "Oktetna teorija" razvila se u ono što je danas poznato kaooktetno pravilo.
Kvantna teorija atoma objašnjava osam elektrona kaozatvorene ljuske sa S2 p6 elektronskih konfiguracija. Konfiguracija zatvorene ljuske je ona u kojoj su niži nivoi energije puni a viši nivoi prazni. Naprimjer, atomneona kao osnovno stanje ima punun = 2 ljusku (2s2 i thinsp;2p6) i praznun = 3 ljusku. Prema pravilu okteta, atomi neposredno prije i poslije neona u periodnom sistemu (tj. C, N, O, F, Na, Mg i Al), imaju tendenciju da postignu sličnu konfiguraciju putem dobijanja, gubljenja ili zajedništva elektrona.
Atomargona ima analognu konfiguraciju 3s2 3p6. Također je prazna nivou 3d, ali je na znatno većem energetskom od 3s i 3p (što nije slično atomu vodika), tako da se 3s2 3p6 i dalje smatra zatvorenom ljuskom za hemijske svrhe. Atomi neposredno prije i nakon argona imaju tendenciju da postigne ovu konfiguraciju u spojevima. Postoje, međutim, nekehipervalentne molekule u kojima 3D nivo može imati ulogu u vezanja, iako je to kontroverzno (vidi dolje).
Helij, prema kvantnoj teoriji, nema nivo 1p, tako da je 1s2 zatvorena ljuska BEZ p eleKtrona. Atomi prije i poslije helija (H i Li) slijede duetno pravilo, težeći da imaju istu konfiguraciju: 1s2 kao helij.
Neki stabilni molekulski radikali (npr.dušik-oksid, NO) dobija konfiguraciju okteta putemtroelektronske veze koja doprinosi jednim zajedničkim i jednim nedeljenoim elektronom u oktetu svakog od vezanih atoma.[5] U NO, oktet na svakom atomu se kompletira sa četiri elektrona od dvije dvoelektronske veze, plususamljeni par nevežućeg elektrona samo na tom atomu. Veza reda 2,5, od svake dvoelektronske veze računa se kao jedna veza, dok se troelektronska veza ima samo jedan zajednički elektron i stoga odgovara poluvezi..Molekulski kisik ponekad predstavljeni kao da se ponaša po pravilu okteta s dvostrukom vezom (O=O) sadrži dva para zajedničkih elektrona.[6] Međutim, osnovno stanje ove molekule jeparamagnetno, što ukazuje na prisustvo nesparenih elektrona. Pauling je predložio da ova molekula zapravo sadrži dvije troelektronske veze i jednu normalnu kovalentnu (dvoelektronsku) vezu.[7] Okteta na svakom atomu onda se sastoji od dva elektrona iz svake troelektronske veze, plus dva elektrona iz kovalentne veze, plus jedan usamljeni par nevežućih elektrona
Elementi glavne grupe u trećem i kasnijim redovima periodnog sistema mogu formirati hiperkoordinatne ilihipervalentne molekule u kojima je centralni atom glavni grupe vezan za više od četiri atoma, kao što je kodfosfor-pentahlorida, PCl5 isumpor-heksafluorida, SF6. Naprimjer, kod PCl5, ako je, pretpostavimo, pet pravakovalentna veza u kojoj su pet odvojenih elektronskih parova zajednički, tada fosfor može biti okružen 10 valentni elektronima u „opovrgavanju“ oktetnog pravila. U ranoj fazi razvoja kvantne mehanike,Pauling predložio je da trećeredni atomi mogu formirati pet veza upotrebom jednes, tri p i jedne d orbitale ili šest veza preko s, tri p i dvije d orbitale.[8] Za formiranje pet veza, jedna s, tri p i jedna d orbitala kombiniraju se za nastanak pet sp3dhibridnih orbitala, od kojih je svaka ima zajednički par electrona sa halogenim atomom, za ukupno 10 zajedničkih elektrona, dva više nego što predviđa oktetno pravilo. Sličnost sa formiranjem šest veza, sa šest sp3d2 hibridnih orbitala formira šest veza sa 12 zajedničkih elektrona.[9] U ovom modelu dostupnost praznih d orbitala se koristi za objašnjenje činjenice da članovi trećeg reda atoma, kao što sufosfor isumpor mogu formirati više od četiri kovalentne veze, dok su oni u drugom redu atoma, kao što sudušik ikisik strogo ograničeni pravilom okteta.[10]Međutim, drugi modeli opisuju vezanje koristeći samo e i p orbitale, suglasno sa pravilom okteta.Valentne veze u opisu PF5 koristerezonancu između različitih PF4+F − struktura, tako da je svaki F vezana kovalentnom vezom u četiri strukture i ionske oveze u jednoj strukturi. Svaki rezonancna struktura na P ima po osam valentnih elektrona.[11] Opisteorije molekulskih orbitala podrazumijeva da jenajviša zauzeta molekulska orbitala nevežuća orbitala koja je localizirana na pet atomafluora, uz četiri zauzete vezne orbitale, tako da ponovo postoji samo osam valentnih elektrona fosforu. Ispravnost pravila okteta za hipervalentne molekule dalje podržava iab initio proračun molekulskih orbitala (od početka), koji pokazuje da je učešće d funkcija u vežućim orbitalama malo.[12][13]
