Oktettregeln

Oktettregeln är en regel som säger att en atom är som mest stabil när den har 8 valenselektroner i sitt yttersta elektronskal (så kallat ädelgasskal). Detta kan ske antingen genom hela elektronövergångar där joner bildas, eller via kovalenta bindningar där elektroner delas mellan atomerna i bindningen.

Ett förtydligande
Reaktioner som gör kemiska föreningar mer stabila resulterar ofta (men inte alltid) i ädelgasskal. Oktettregeln är en observation att stabila kemiska föreningar oftast har ädelgasskal. Oktettregeln är alltså inte en kemisk drivkraft i sig.

Det finns ämnen som uppfyller oktettregeln men inte är stabila (exempelvis Li7−), och ämnen som är stabila trots att de inte uppfyller oktettregeln (exempelvis sulfatjonen SO42−).

Undantag

Ett undantag i oktettregeln finns för de minsta atomerna. K-skalet kan inte innehålla fler än två valenselektroner, vilket gör att det där istället tillämpas duettregeln. I övrigt är principen densamma.

Hur oktettregeln används

Oktettregeln används främst som ett verktyg för att snabbt ta reda på laddningar för atomjoner, och hur många kovalenta bindningar som kan skapas mellan atomer. Det är en bra idé att ha ett periodiskt system till hands för detta.

Joner

Om en atom har två valenselektroner, exempelvis magnesium (Mg) kan vi konstatera att det enklaste sättet för den att bli till en jon är att avge två elektroner, och därefter ha ett fullt valensskal (ett skal under det tidigare valensskalet). Magnesiumjonen har alltså en tvåvärt positiv laddning: Mg2+.

På samma vis kan vi se att en atom med 7 valenselektroner, exempelvis brom (Br) behöver ta upp en elektron för att få ett ädelgasskal, och blir envärt negativt laddad: Br.

En atom kan alltså avge eller ta upp elektroner tills den har 8 elektroner i sitt yttersta elektronskal. Om de tar upp eller avger elektroner avgörs av vilket som kräver minst antal elektronövergångar. Atomer med 1-3 valenselektroner avger elektroner, och atomer med 5-7 valenselektroner tar upp elektroner. Atomer med 4 valenselektroner blir sällan till joner. Dessa riktlinjer gäller dock inte för övergångsmetallerna.

Du kan finna mer om hur joner bildas i denna artikel.

Kovalenta bindningar

Till skillnad från joner, som bildas genom hela elektronövergångar, är kovalenta bindningar en form av delning av valenselektroner. Varje kovalent bindning innehåller två elektroner, och dessa delas mellan de båda atomerna i bindningen. Nettoeffekten är att varje atom i bindningen får ett tillskott av en elektron, vilket för dem närmare ett valensskal med 8 valenselektroner. Exempelvis kan kol (C) med sina 4 valenselektroner skapa 4 kovalenta bindningar (en extra valenselektron per bindning) för att nå 8 valenselektroner. Brom (Br) med 7 valenselektroner kan skapa en kovalent bindning.

Du kan läsa mer om kovalenta bindningar här.

Ursprung

Oktettregeln är baserad på hur orbitaler fungerar. Detta gås dock inte igenom i gymnasiekemin. Du kan läsa mer om orbitaler på denna länk.

Sammanfattning

Oktettregeln säger att en atom "strävar efter" att ha 8 valenselektroner. Detta kan ske genom hela elektronövergångar för att skapa joner, eller genom delning av elektroner via kovalenta bindningar.

Övningsuppgifter

Övningsuppgifter
Här finns tre övningsuppgifter som handlar om oktettregeln. För att få tillgång till övningsuppgifterna behöver du ett studentkonto eller skolkonto.
Övningsuppgift 1Svar
a) Hur många valenselektroner har en kväveatom (N)? Ta hjälp av periodiska systemet.

b) Om kväve ska bli till en jon, vilken laddning hade den då fått enligt oktettregeln?

c) Om kväve istället binder med kovalenta bindningar, hur många bindningar kan den skapa (baserat på oktettregeln)?

a) Kväve ligger i grupp 15. Det innebär att den har 5 valenselektroner.

b) För att nå ädelgasskal tar kväve upp tre elektroner, och blir trevärt negativt laddad.
5 elektroner (från början) + 3 elektroner (tas upp) = 8 elektroner (ädelgasskal).

c) Varje kovalent bindning ger ett tillskott på en valenselektron. Då kväve behöver tre extra valenselektroner för ädelgasskal kommer den att bilda tre kovalenta bindningar till andra atomer.


Artikeln skriven av Matias Ekstrand. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 28 maj 2017. Senast uppdaterad 9 juni 2017.

Kommentarer är stängda