Octet rule
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Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel ist eine klassische Regel der Chemie. Sie besagt, dass die Elektronenkonfiguration von Atomen der Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode des Periodensystems in Molekülen maximal acht äußere Elektronen (Valenzelektronen) bzw. vier Paare beträgt. Die Atome sind also bestrebt, die Edelgaskonfiguration anzunehmen. Die Oktettregel ist damit ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.
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Kaidah oktet (aturan oktet) adalah suatu kaidah sederhana dalam kimia yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung bergabung bersama sedemikiannya tiap-tiap atom memiliki delapan elektron dalam kelopak valensinya, membuat konfigurasi elektron atom tersebut sama dengan konfigurasi elektron pada gas mulia. Kaidah ini dapat diterapkan pada unsur-unsur golongan utama, utamanya karbon, nitrogen, oksigen, dan halogen. Kaidah ini juga dapat diterapkan pada unsur logam seperti natrium dan magnesium. Secara sederhana, molekul ataupun ion cenderung menjadi stabil apabila kelopak elektron terluarnya mengandung delapan elektron. Kaidah ini pertama kali dikemukakan oleh W. Kossel dan G.N. Lewis.
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La regola dell'ottetto è una regola empirica formulata nel 1917 da Gilbert Newton Lewis per spiegare in modo approssimato la formazione di legami chimici tra gli atomi, utilizzabile a rigore solo per gli atomi dei gruppi principali (quelli con numerazione romana) della tavola periodica. La regola enuncia che quando un atomo possiede il livello elettronico esterno completo (detto "guscio di valenza"), in genere costituito da otto elettroni, esso è in una condizione di particolare stabilità energetica, e tende a non formare ulteriori legami. Considerato il fatto che tuttavia il primo livello può contenere al massimo due elettroni, sarebbe meglio parlare di "regola dell'ottetto-duetto".
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옥텟 규칙(octet rule)은 분자를 이루는 각각의 원자는 전자가 에 8개가 들어갔을 때 가장 안정된 상태라고 하는 화학 이론이다. 주로 2주기 원소에서 성립하는 규칙이다. K 껍질에는 1s 오비탈밖에 존재하지 않으므로 최대 2개의 전자가 들어간다.(듀엣 규칙이라고 부른다) 일반적으로 옥텟 규칙을 만족하는지 파악하기 위해서는 공유 전자쌍과 비공유 전자쌍이 그려진 루이스 전자점식을 활용하게 된다.
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De octetregel is een eenvoudige vuistregel binnen de scheikunde die zegt dat atomen op een zodanige manier proberen te combineren dat ze elk acht elektronen in hun valentieschil hebben, zodat ze dezelfde elektronenconfiguratie krijgen als een edelgas, de zogenaamde octetstructuur. De regel is toepasbaar voor de hoofdgroepelementen, in het bijzonder koolstof, stikstof, zuurstof en de halogenen, maar ook voor metalen zoals natrium of magnesium. Eenvoudig gezegd, blijken de moleculen of ionen het stabielst wanneer de buitenste schil van de atomen waaruit ze bestaan acht elektronen bevat.
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オクテット則（オクテットそく、英語: Octet rule）は原子の最外殻電子の数が8個あると化合物やイオンが安定に存在するという経験則。オクテット説（-せつ）、八隅説（はちぐうせつ）ともいう。 第二周期の元素や第三周期のアルカリ金属、アルカリ土類金属までにしか適用できないが、多くの有機化合物に適用できる便利な規則である（→18電子則）。ただし、カルボカチオンや無機化合物を中心とする多くの例外も存在する。
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八隅體規則（或稱八電子規則）是化學中一個簡單的規則，即原子間的組合趨向令各原子的都擁有與惰性氣體相同的電子排列。主族元素，如碳、氮、氧、鹵素族、鈉、鎂都依從這個規則。簡單而言，當組成離子或分子的原子的最外電子層有八個電子，它們便會趨向穩定，而若不满8个时，原子间会互相共享或交换电子达到平衡稳定。例如Cl与Na形成NaCl的结构。 第一層電子最多有2個，第二層8個，第三層18個，第四層32個。公式為2n2。
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قاعدة الثمانيات هي قاعدة كيميائية تنص على أن الذرات تميل لأن ترتبط بالطريقة التي تجعل فيها 8 إلكترونات في غلاف تكافؤها، مماثل للتركيب الإلكتروني الموجود في الغازات النبيلة. وبمعنى أبسط تكون الجزيئات أكثر استقرارا عندما يكون الغلاف الخارجى للذرات المكونة لها فارغة أو ممتلئة أو بها إلكترونات بمضاعفات 8 إلكترونات في غلافها الأخير. راجع غلاف إلكتروني. ويحدث هذا بصفة أساسية في الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية. ويمكن تطبيق قاعدة الثمانيات على العناصر الآتية:
* الكربون، C
* الأكسجين، O
* الهالوجينات، مثل الفلور والكلور. ولكن هذه النظرية يوجد لها استثناءات كبيرة:
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La regla de l'octet fou enunciada pel químic nord-americà Gilbert Newton Lewis (1875-1946) l'any 1916 i diu: La tendència dels àtoms dels elements del sistema periòdic, és completar els seus darrers nivells d'energia amb una quantitat d'electrons tal que adquireix una configuració similar a la d'un gas noble. Pels enllaços iònics (1888 -1956) desenvolupà la mateixa regla en la seva teoria de l'enllaç iònic. En conjunt es pot dir que els electrons que ha d'aconseguir un àtom per completar la seva capa de valència ho pot fer per:
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Oktetové pravidlo poprvé formuloval fyzikální chemik Richard Abegg. Podle tohoto tvrzení projevují nepřechodné prvky snahu obklopit se ve valenční sféře (širokém okolí) právě osmi elektrony. Po dosažení konfigurace, která toto zajišťuje, např. ionizací, excitací nebo tvorbou vazeb, můžeme látku považovat za stabilní. Mezi elektrony v širokém okolí atomu počítáme všechny volné i vazebné . Oktetové pravidlo ovšem neplatí pro prvky I.A, II.A a III.A podskupiny periodického systému prvků. V případě s-prvků je to kvůli iontové povaze vazeb, u trielů je překážkou nemožnost tvořit více než tři kovalentní vazby, neboť tyto prvky mají ve valenční sféře pouze tři elektrony. Další výjimku lze naleznout u prvků od třetí periody výše, které jsou schopny excitace některých elektronů do d-orbitalů, a pro
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Ŝlosila koncepto en moderna liga teorio estas ke certaj aranĝiĝoj devalentelektronoj estas pli stabilaj ol aliaj. (Elektron-aranĝiĝon onikonsideras stabila se ĝi ne facile kaj spontane ŝanĝiĝas.) Plej stabilaj el ĉiuj aranĝiĝoj estas tiuj de la noblaj gasoj. Ĉi tiu konkludo baziĝas sur la fakto ke, el ĉiuj elementoj, la noblaj gasoj (He, Ne, Ar, Kr, Xe,kaj Rn) estas plej ne-reakciemaj. En la naturo la plejparto da elementoj ne ekzistas sole kiel unuoblaj atomoj. La escepto estas la noblaj gasoj, kiuj ekzistas kiel unuatomaj gasoj en la atmosfero (etkvante). Ekzistas neniuj sintezitaj kombinaĵoj de He, Ne, kaj Ar, kaj la nombro da kombinaĵoj de Kr, Xe, kaj Rn estas liliputa.
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La teoría del octeto, enunciada en 1916 por el fisicoquímico Gilbert Newton Lewis, dice que los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta conclusión es conocida como la regla del octeto.
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Kimikan zortzikotearen araua elementu kimikoen loturen osaketa seinalatzen duen arau enpiriko bati esaten zaio. Zortzikotearen arauak dioenez, edozein atomok, hidrogenoak izan ezik, 8 elektroiz inguratzeko joera du loturak eratzeko unean. Honela arrazona daiteke zortzikotearen araua: gauza jakina da, helioak izan ezik, gas noble guztiek 8 balentzia-elektroi dituztela eta beren geruza elektronikoak beteta dauzkatela. Gas hauek oso egonkorrak dira, eta ez dute erreakzionatzeko joerarik. Hortaz, atomo guztiek 8 elektroiz inguratzeko joera hurbileneko gas noblearen egitura hartzeko izango litzateke.
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La règle de l'octet est une règle chimique simple selon laquelle les éléments du groupe principal — bloc s et bloc p du tableau périodique — ayant un numéro atomique Z supérieur ou égal à 4 (correspondant au béryllium) tendent à se combiner de façon à avoir huit électrons dans leur couche de valence, ce qui leur donne la même configuration électronique qu'un gaz noble. La règle est utile en particulier pour des non-métaux tels que le carbone, l'azote, l'oxygène et les halogènes ainsi que les métaux alcalins et alcalino-terreux. Il existe d'autres règles semblables pour les autres éléments, comme la règle du duet relative aux trois premiers éléments du tableau (hydrogène, hélium, lithium) ou la règle des 18 électrons pour les métaux de transition (bloc d).
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The octet rule is a chemical rule of thumb that reflects the theory that main-group elements tend to bond in such a way that each atom has eight electrons in its valence shell, giving it the same electronic configuration as a noble gas. The rule is especially applicable to carbon, nitrogen, oxygen, and the halogens; although more generally the rule is applicable for the s-block and p-block of the periodic table. Other rules exist for other elements, such as the duplet rule for hydrogen and helium, or the 18-electron rule for transition metals.
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Is riail cheimiceach nó treoir ghinearálta í riail an ochtréid, a léiríonn an teoiric go dtugann sé cobhsaíocht d’adamh nó d’ian 8 leictreon a bheith aige sa bhlaosc seachtrach, rud a thugann an chumraíocht leictreonach chéanna dó agus atá ag triathghás. Go bunúsach, is iad na neamh-mhiotail, na miotail alcaileacha agus na miotail chré-alcaileacha is dlúithe a chloíonn le riail an ochtréid.
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Reguła oktetu (zwana także regułą helowca) – atomy pierwiastków dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliżej położonego gazu szlachetnego w układzie okresowym pierwiastków, czyli do uzyskania układu oktetu (ośmiu) elektronów walencyjnych (z wyjątkiem dążenia do uzyskania konfiguracji helu, posiadającego jedynie dwa elektrony). Atomy osiągają to przez oddanie, przyjęcie lub uwspólnienie elektronów z innym atomem. Znane są liczne odstępstwa od reguły oktetu: W związkach metali przejściowych stosowana jest , w której uwzględnia się zapełnianie orbitali d (10 elektronów).
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Правило октета (октетная теория) — предложено Г. Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу, при образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8-электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов, за счет попарного обобществления своих валентных электронов. По своей важности это фундаментальное открытие Льюиса стоит в одном ряду с такими открытиями, как Периодический закон элементов и теория строения органических соединений. Широко распространенное мнение, что правило октета выполняется лишь в ограниченном числе случаев, так же ошибочно, как и утверждение того, что Периодический закон элементов не имеет всеобщего характера. Все примеры «невыполнения» правила октетов можно подраз
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A regra do octeto, fundamentada na chamada teoria do octeto, é uma regra química simples, segundo a qual os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de valência, ficando com a mesma configuração eletrônica de um gás nobre. A regra é aplicável aos principais grupos de elementos, especialmente ao carbono, nitrogênio, oxigênio e halogênio, mas também a metais como o sódio ou o magnésio. De forma resumida: as moléculas ou íons tendem a ser mais estáveis quando a camada de elétrons externa de cada um dos seus átomos está preenchida com oito elétrons. De fato, parte-se do princípio que, na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos, por exemplo, ligam-se uns aos outros formando moléculas para aumentar a sua estabi
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Oktettregeln är en enkel regel som tillämpas i kemin. Den säger att atomer tenderar att kombineras på ett sådant sätt att varje atom innehåller åtta elektroner i sitt yttersta skal (undantag är väte och helium). På så sätt uppnår atomerna en ädelgasstruktur. När en atom har ädelgaskonfiguration är den stabilare än med vanliga elektronkonfigurationer. Regeln tillämpas på i det periodiska systemet och speciellt på kol-, kväve-, syre- och halogengrupperna.
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Прáвило октéту (Г. Льюїс, 1916) — класичне правило для опису електронної конфігурації атомів у молекулах: максимальна кількість електронних пар, здатна накопичитися у валентній оболонці атомів 2-го періоду періодичної системи, становить 4 (кількість електронів, отже, становить 8, звідси назва правила: лат. octo — вісім). Для атомів 3-го і подальших періодів забагато винятків із цього правила.
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قاعدة الثمانيات
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Regla de l'octet
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Oktetové pravidlo
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Oktettregel
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Okopa regulo
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Regla del octeto
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Zortzikotearen arau
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Riail an Ochtréid
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Règle de l'octet
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Kaidah oktet
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Regola dell'ottetto
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옥텟 규칙
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オクテット則
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Octet rule
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Reguła oktetu
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Octetregel
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Regra do octeto
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Oktettregeln
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Правило октета
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Правило октету
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八隅體規則
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center
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Nitric oxide
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Dioxygen
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horizontal
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Modified Lewis structures with 3e bonds
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Nitric oxide.svg
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Triplett-Sauerstoff.svg
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150
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قاعدة الثمانيات هي قاعدة كيميائية تنص على أن الذرات تميل لأن ترتبط بالطريقة التي تجعل فيها 8 إلكترونات في غلاف تكافؤها، مماثل للتركيب الإلكتروني الموجود في الغازات النبيلة. وبمعنى أبسط تكون الجزيئات أكثر استقرارا عندما يكون الغلاف الخارجى للذرات المكونة لها فارغة أو ممتلئة أو بها إلكترونات بمضاعفات 8 إلكترونات في غلافها الأخير. راجع غلاف إلكتروني. ويحدث هذا بصفة أساسية في الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية. ويمكن تطبيق قاعدة الثمانيات على العناصر الآتية:
* الكربون، C
* الأكسجين، O
* الهالوجينات، مثل الفلور والكلور. ولكن هذه النظرية يوجد لها استثناءات كبيرة:
* يحتاج الهيدروجين إلكترون واحد فقط ليصل لأقرب غاز نبيل (الهيليوم), كما أن الليثيوم يحتاج ليفقد إلكترون ليصل لمثل هذا التركيب.
* الجزيئات والشوارد التي لها رقم فردى من الإلكترونات.
* أي من الجزيئات التي تكون أكثر من أربعة روابط (مثل الفسفور)
* لا يمكن تطبيق نظرية الثمانيات على العناصر الموجودة في الدورات الأعلى من الثانية لأن غلافها الإلكتروني يمكن أن يكون به أكثر من ثمانية إلكترونات. راجع التكافؤ الأعلى.
* للفلزات الانتقالية بديل لنظرية الثمانيات وهو عد الإلكترونات.
* البورون يعتبر أيضا استثناء.
* كما يوجد أيضا استثناء في مواد معروفة، فمثلا أول أكسيد الكربون والأوزون.
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La regla de l'octet fou enunciada pel químic nord-americà Gilbert Newton Lewis (1875-1946) l'any 1916 i diu: La tendència dels àtoms dels elements del sistema periòdic, és completar els seus darrers nivells d'energia amb una quantitat d'electrons tal que adquireix una configuració similar a la d'un gas noble. Els gasos nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) estan ubicats a l'extrem dret de la taula periòdica i són inerts, o sigui que és molt difícil que reaccionin amb un altre element. Com que tenen les capes electròniques completes, amb 8 electrons, Lewis indicà que aquest fet permet establir una regla que indica si un element serà o no reactiu i quants d'enllaços covalents formarà, amb l'objectiu d'aconseguir la capa de valència amb 8 electrons. Pels enllaços iònics (1888 -1956) desenvolupà la mateixa regla en la seva teoria de l'enllaç iònic. En conjunt es pot dir que els electrons que ha d'aconseguir un àtom per completar la seva capa de valència ho pot fer per:
* Compartició d'electrons amb un altre element químic, la qual cosa dona lloc a l'enllaç covalent.
* Pèrdua d'electrons, formant-se cations, és el cas dels elements alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs i Fr) i dels elements alcalinoterris (Be, Ca, Mg, Sr, Ba i Ra) que perden un o dos electrons respectivament. Aquests cations poden formar enllaços iònics amb anions.
* Adquisició d'electrons, formant-se anions, és el cas dels halògens (F, Cl, Br, I i At) o dels calcògens (O, S, Se i Te), que guanyen un o dos electrons respectivament. Aquests anions poden formar enllaços iònics amb cations. La regla és vàlida pels enllaços iònics pels elements que estan situats als extrems de la taula periòdica. També és vàlida pels enllaços covalents dels elements del segon període, ja que els àtoms dels elements que es troben després del segon període de la taula periòdica, poden acomodar més de 8 electrons a la seva capa externa. Exemples són els compostos PCl₅ i SF₆. Tampoc els dos elements del primer període (H i He) no la compleixen, ja que la seva darrera capa només pot acomodar dos electrons. Algunes molècules o ions summament reactius tenen àtoms amb menys de 8 electrons a la seva capa externa. Un exemple és el trifluorur de bor (BF₃). A la molècula de BF₃ l'àtom de bor central només té 6 electrons al seu voltant. Aquest buit electrònic el predisposa a formar interaccions per omplir-lo. Trobem alguns elements que no sempre compleixen la regla de l'octet, aquestes excepcions són els elements del període 3, fòsfor, sofre i clor.
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Oktetové pravidlo poprvé formuloval fyzikální chemik Richard Abegg. Podle tohoto tvrzení projevují nepřechodné prvky snahu obklopit se ve valenční sféře (širokém okolí) právě osmi elektrony. Po dosažení konfigurace, která toto zajišťuje, např. ionizací, excitací nebo tvorbou vazeb, můžeme látku považovat za stabilní. Mezi elektrony v širokém okolí atomu počítáme všechny volné i vazebné . Oktetové pravidlo ovšem neplatí pro prvky I.A, II.A a III.A podskupiny periodického systému prvků. V případě s-prvků je to kvůli iontové povaze vazeb, u trielů je překážkou nemožnost tvořit více než tři kovalentní vazby, neboť tyto prvky mají ve valenční sféře pouze tři elektrony. Další výjimku lze naleznout u prvků od třetí periody výše, které jsou schopny excitace některých elektronů do d-orbitalů, a proto následně tvoří více než čtyři kovalentní vazby, čímž je dosaženo většího počtu elektronů v širokém okolí. Příkladem může být třeba atom síry v molekule H2SO4. Na splnění oktetového pravidla je třeba pamatovat při tvorbě strukturních elektronových vzorců látek a rozkreslování aromatických sloučenin.
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Ŝlosila koncepto en moderna liga teorio estas ke certaj aranĝiĝoj devalentelektronoj estas pli stabilaj ol aliaj. (Elektron-aranĝiĝon onikonsideras stabila se ĝi ne facile kaj spontane ŝanĝiĝas.) Plej stabilaj el ĉiuj aranĝiĝoj estas tiuj de la noblaj gasoj. Ĉi tiu konkludo baziĝas sur la fakto ke, el ĉiuj elementoj, la noblaj gasoj (He, Ne, Ar, Kr, Xe,kaj Rn) estas plej ne-reakciemaj. En la naturo la plejparto da elementoj ne ekzistas sole kiel unuoblaj atomoj. La escepto estas la noblaj gasoj, kiuj ekzistas kiel unuatomaj gasoj en la atmosfero (etkvante). Ekzistas neniuj sintezitaj kombinaĵoj de He, Ne, kaj Ar, kaj la nombro da kombinaĵoj de Kr, Xe, kaj Rn estas liliputa. Escepte de heliumo, kiu havas konfiguracion 1s2, ĉiuentenas, sur siaj eksteraj elektronaj ŝeloj, 8 valentelektronojn en simbolita distribuo ns2np6, kie n estas la maksimumaŝel-numero por tiu atomo. Observoj indikas ke la atomoj de multajelementoj, kiuj malhavas la stabilan noblagasan konfiguracion de 8valentelektronoj, emas akiri ĝin en kemiaj reakcioj kiuj rezultas en laformiĝo de kombinaĵoj. La tendenco al formiĝo de la noblagasa konfiguraciokondukas al la formulado de la okopa regulo, formale skribita:
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Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel ist eine klassische Regel der Chemie. Sie besagt, dass die Elektronenkonfiguration von Atomen der Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode des Periodensystems in Molekülen maximal acht äußere Elektronen (Valenzelektronen) bzw. vier Paare beträgt. Die Atome sind also bestrebt, die Edelgaskonfiguration anzunehmen. Die Oktettregel ist damit ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.
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La teoría del octeto, enunciada en 1916 por el fisicoquímico Gilbert Newton Lewis, dice que los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta conclusión es conocida como la regla del octeto. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares. Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras, en función de la electronegatividad:
* enlace iónico
* enlace covalente
* enlace metálico
* enlaces intermoleculares
* enlace coordinado Es importante saber que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias. En la figura se muestran los cuatro electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los seis electrones en el último nivel de energía de cada uno de los oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos es 8, con lo que se llega al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y también son estables.
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Kimikan zortzikotearen araua elementu kimikoen loturen osaketa seinalatzen duen arau enpiriko bati esaten zaio. Zortzikotearen arauak dioenez, edozein atomok, hidrogenoak izan ezik, 8 elektroiz inguratzeko joera du loturak eratzeko unean. Honela arrazona daiteke zortzikotearen araua: gauza jakina da, helioak izan ezik, gas noble guztiek 8 balentzia-elektroi dituztela eta beren geruza elektronikoak beteta dauzkatela. Gas hauek oso egonkorrak dira, eta ez dute erreakzionatzeko joerarik. Hortaz, atomo guztiek 8 elektroiz inguratzeko joera hurbileneko gas noblearen egitura hartzeko izango litzateke. Zortzikotearen araua baliagarria da, molde erraza ematen duelako molekula inguruko elektroien antolaketa deskribatzeko printzipio sinpleen bidez, baina ezin beti aplikatu. Badira salbuespenak. Adibidez, 2. periodokoak ez diren elementuek ez diote beti segitzen arauari. Fosforoak bi kloruro formatzen ditu: PCl3 eta PCl5. Azken horretan, fosforoa 10 elektroiz inguratuta dago. Nola entendi daiteke hau? Fosforoaren balentzia-elektroien konfigurazio elektronikoa 3s23px13py13pz1 da, baina d orbitalen energia ez da p orbitalena baino askoz altuagoa, eta d orbital horiek erabil daitezke balentzia-orbital gisa: 3s13px13py13pz13d1. Beste salbuespen bat BeH2 da: hidrogenoak eta berilioak ezin dute 8 elektroiz inguratu. Bi hidrogeno-atomoek elektroi bana jar ditzake balentzia-geruzan eta berilioarekin konpartitzeko bi elektroi baino ez dira egongo. Honen ondorioz, BeH2-an lau balentzia-elektroi bakarrik daude berilio-atomoaren inguruan.
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The octet rule is a chemical rule of thumb that reflects the theory that main-group elements tend to bond in such a way that each atom has eight electrons in its valence shell, giving it the same electronic configuration as a noble gas. The rule is especially applicable to carbon, nitrogen, oxygen, and the halogens; although more generally the rule is applicable for the s-block and p-block of the periodic table. Other rules exist for other elements, such as the duplet rule for hydrogen and helium, or the 18-electron rule for transition metals. The valence electrons can be counted using a Lewis electron dot diagram as shown at the right for carbon dioxide. The electrons shared by the two atoms in a covalent bond are counted twice, once for each atom. In carbon dioxide each oxygen shares four electrons with the central carbon, two (shown in red) from the oxygen itself and two (shown in black) from the carbon. All four of these electrons are counted in both the carbon octet and the oxygen octet, so that both atoms are considered to obey the octet rule.
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Is riail cheimiceach nó treoir ghinearálta í riail an ochtréid, a léiríonn an teoiric go dtugann sé cobhsaíocht d’adamh nó d’ian 8 leictreon a bheith aige sa bhlaosc seachtrach, rud a thugann an chumraíocht leictreonach chéanna dó agus atá ag triathghás. Fisiceoir agus ollamh Gearmánach in Ollscoil Duke ab ea Fritz Wolfgang London (7 Márta, 1900 – 30 Márta, 1954). Meastar go bhfuil a chuid inochur bhunúsaigh le teoiricí nasctha ceimicigh agus fórsaí idirmhóilíneacha (fórsa easraithe London) clasaiceach inniu agus pléitear iad i dtéacsleabhair chaighdeánacha na ceimice fisicí. In éineacht lena dheartháir Heinz London, chuir sé go mór le tuiscint a fháil ar airíonna leictreamaighnéadacha sárstiúrthóirí sé go mór le tuiscint a fháil ar airíonna leictreamaighnéadacha forsheoltóirí le cothromóidí Londain agus ainmníodh é don Duais Nobel sa Cheimic chúig huaire ar leithligh Tá a lán dúl ann - na miotail thrasdultacha ach go háirithe - nach féidir leo an t-ochtréad iomlán a bhaint amach ar aon nós. Mar sin, bíonn siad ag lorg struchtúir "leathchobhsaí" ina gcuid comhdhúl - go tipiciúil, sceall an ocht leictreon déag, nó an struchtúr "18 + 2" - is é sin, dhá leictreon ar an sceall is faide amuigh, agus ocht gcinn déag ar an dara sceall is faide amuigh.. Go bunúsach, is iad na neamh-mhiotail, na miotail alcaileacha agus na miotail chré-alcaileacha is dlúithe a chloíonn le riail an ochtréid.
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Kaidah oktet (aturan oktet) adalah suatu kaidah sederhana dalam kimia yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung bergabung bersama sedemikiannya tiap-tiap atom memiliki delapan elektron dalam kelopak valensinya, membuat konfigurasi elektron atom tersebut sama dengan konfigurasi elektron pada gas mulia. Kaidah ini dapat diterapkan pada unsur-unsur golongan utama, utamanya karbon, nitrogen, oksigen, dan halogen. Kaidah ini juga dapat diterapkan pada unsur logam seperti natrium dan magnesium. Secara sederhana, molekul ataupun ion cenderung menjadi stabil apabila kelopak elektron terluarnya mengandung delapan elektron. Kaidah ini pertama kali dikemukakan oleh W. Kossel dan G.N. Lewis.
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La règle de l'octet est une règle chimique simple selon laquelle les éléments du groupe principal — bloc s et bloc p du tableau périodique — ayant un numéro atomique Z supérieur ou égal à 4 (correspondant au béryllium) tendent à se combiner de façon à avoir huit électrons dans leur couche de valence, ce qui leur donne la même configuration électronique qu'un gaz noble. La règle est utile en particulier pour des non-métaux tels que le carbone, l'azote, l'oxygène et les halogènes ainsi que les métaux alcalins et alcalino-terreux. Il existe d'autres règles semblables pour les autres éléments, comme la règle du duet relative aux trois premiers éléments du tableau (hydrogène, hélium, lithium) ou la règle des 18 électrons pour les métaux de transition (bloc d). Les électrons de valence peuvent être dénombrés à l'aide d'un diagramme de Lewis comme ci-contre pour le dioxyde de carbone. Les électrons partagés par deux atomes dans une liaison covalente sont comptés deux fois, une pour chaque atome. Chaque atome d'oxygène du CO2 partage quatre électrons avec l'atome de carbone central : deux électrons proviennent de l'atome d'oxygène et deux proviennent de l'atome de carbone, de sorte que chacun de ces atomes compte huit électrons en tout, ce qui satisfait la règle de l'octet.
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La regola dell'ottetto è una regola empirica formulata nel 1917 da Gilbert Newton Lewis per spiegare in modo approssimato la formazione di legami chimici tra gli atomi, utilizzabile a rigore solo per gli atomi dei gruppi principali (quelli con numerazione romana) della tavola periodica. La regola enuncia che quando un atomo possiede il livello elettronico esterno completo (detto "guscio di valenza"), in genere costituito da otto elettroni, esso è in una condizione di particolare stabilità energetica, e tende a non formare ulteriori legami. Considerato il fatto che tuttavia il primo livello può contenere al massimo due elettroni, sarebbe meglio parlare di "regola dell'ottetto-duetto".
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옥텟 규칙(octet rule)은 분자를 이루는 각각의 원자는 전자가 에 8개가 들어갔을 때 가장 안정된 상태라고 하는 화학 이론이다. 주로 2주기 원소에서 성립하는 규칙이다. K 껍질에는 1s 오비탈밖에 존재하지 않으므로 최대 2개의 전자가 들어간다.(듀엣 규칙이라고 부른다) 일반적으로 옥텟 규칙을 만족하는지 파악하기 위해서는 공유 전자쌍과 비공유 전자쌍이 그려진 루이스 전자점식을 활용하게 된다.
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De octetregel is een eenvoudige vuistregel binnen de scheikunde die zegt dat atomen op een zodanige manier proberen te combineren dat ze elk acht elektronen in hun valentieschil hebben, zodat ze dezelfde elektronenconfiguratie krijgen als een edelgas, de zogenaamde octetstructuur. De regel is toepasbaar voor de hoofdgroepelementen, in het bijzonder koolstof, stikstof, zuurstof en de halogenen, maar ook voor metalen zoals natrium of magnesium. Eenvoudig gezegd, blijken de moleculen of ionen het stabielst wanneer de buitenste schil van de atomen waaruit ze bestaan acht elektronen bevat.
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オクテット則（オクテットそく、英語: Octet rule）は原子の最外殻電子の数が8個あると化合物やイオンが安定に存在するという経験則。オクテット説（-せつ）、八隅説（はちぐうせつ）ともいう。 第二周期の元素や第三周期のアルカリ金属、アルカリ土類金属までにしか適用できないが、多くの有機化合物に適用できる便利な規則である（→18電子則）。ただし、カルボカチオンや無機化合物を中心とする多くの例外も存在する。
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Reguła oktetu (zwana także regułą helowca) – atomy pierwiastków dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliżej położonego gazu szlachetnego w układzie okresowym pierwiastków, czyli do uzyskania układu oktetu (ośmiu) elektronów walencyjnych (z wyjątkiem dążenia do uzyskania konfiguracji helu, posiadającego jedynie dwa elektrony). Atomy osiągają to przez oddanie, przyjęcie lub uwspólnienie elektronów z innym atomem. Reguła oktetu wynika z korzystnego energetycznie całkowitego zapełnienia orbitali s (2 elektrony) i p (6 elektronów) znajdujących się na powłokach walencyjnych pierwiastków grup głównych. Znane są liczne odstępstwa od reguły oktetu:
* posiadające atom(y) z niepełnym oktetem; przykłady: karbeny lub liczne związki boru (np. BF3) z sześcioma elektronami walencyjnymi;
* posiadające atom(y) z więcej niż oktetem; przykłady: halogenki cięższych pierwiastków 15 i 16 grupy układu okresowego, np. PCl5 i SF6;
* rodniki, posiadające nieparzystą liczbę elektronów walencyjnych; przykłady: Cl•, tlenek azotu(II); W związkach metali przejściowych stosowana jest , w której uwzględnia się zapełnianie orbitali d (10 elektronów).
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Oktettregeln är en enkel regel som tillämpas i kemin. Den säger att atomer tenderar att kombineras på ett sådant sätt att varje atom innehåller åtta elektroner i sitt yttersta skal (undantag är väte och helium). På så sätt uppnår atomerna en ädelgasstruktur. När en atom har ädelgaskonfiguration är den stabilare än med vanliga elektronkonfigurationer. Regeln tillämpas på i det periodiska systemet och speciellt på kol-, kväve-, syre- och halogengrupperna. Det är dock viktigt att minnas att det inte rör sig om en universell regel, utan en tumregel med ett antal undantag, av vilka det vanligaste torde vara att atomer som väte och helium även kan sträva efter att ha ett enda atomskal med två elektroner i. Oktettregeln går ut på att kunna förklara hur elektronerna befinner sig inuti en atom. Elektronerna befinner sig i olika nivåer (K-skalet, L-skalet, M-skalet, och så vidare), men även i varje nivå finns det olika energinivåer. I K-skalet finns det bara plats för 2 stycken elektroner, medan i L-skalet får det plats 8 stycken, (det finns 2 energinivåer i L-skalet, över- och undernivå; i undernivån får det plats 2 elektroner medan i övernivån får det plats 6 stycken). I M-skalet börjar det bli allt mer komplicerat – där finns det tre olika energinivåer (först fylls undernivån med 2 elektroner, sedan mellannivån med 6 elektroner, men innan den översta energinivån i M-skalet fylls börjar elektronerna fylla den understa energinivån i N-skalet med 2 elektroner, sedan kan elektronerna fortsätta att fyllas på i M-skalets översta energinivå upp till 10 elektroner). Grundämnet kalium (K) har exempelvis atomnumret 19 och är en alkalimetall, har både K-skalet och L-skalet fullt. När M-skalet har fyllts upp till åtta (2 elektroner i undernivån och 6 i övernivån) fylls N-skalet på med 1 elektron i den understa energinivån. En manganatom (Mn) har atomnumret 25. Det finns alltså 25 elektroner i höljet. I K-skalet och L-skalet fylls platserna i tur och ordning. M-skalet får först 8 elektroner. Nu finns totalt 18 elektroner. Nästa elektronpar hamnar i den lägsta lediga undernivån. Den finns i N-skalet. Nu finns det 20 elektroner. Ytterligare 5 elektroner ska ta plats. Lägsta lediga energinivå finns i M-skalet.
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A regra do octeto, fundamentada na chamada teoria do octeto, é uma regra química simples, segundo a qual os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de valência, ficando com a mesma configuração eletrônica de um gás nobre. A regra é aplicável aos principais grupos de elementos, especialmente ao carbono, nitrogênio, oxigênio e halogênio, mas também a metais como o sódio ou o magnésio. De forma resumida: as moléculas ou íons tendem a ser mais estáveis quando a camada de elétrons externa de cada um dos seus átomos está preenchida com oito elétrons. De fato, parte-se do princípio que, na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos, por exemplo, ligam-se uns aos outros formando moléculas para aumentar a sua estabilidade. De acordo com esta teoria, os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas, que incluem a partilha de elétrons entre átomos. Contudo, existem arranjos menos estáveis que o de um gás nobre que ocorrem regularmente nos metais de transição. A regra do octeto pode ser enunciada da seguinte maneira: "Quando são formadas ligações entre átomos, esses átomos tendem a partilhar elétrons para completar seus octetos". Ou seja, os átomos tendem a compartilhar elétrons de forma que suas estruturas eletrônicas assemelha-se à estrutura eletrônica do gás nobre antecedente (no caso dos metais) ou do gás nobre posterior (no caso dos não-metais). Geralmente, o octeto corresponde a oito elétrons na camada de valência.
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Правило октета (октетная теория) — предложено Г. Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу, при образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8-электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов, за счет попарного обобществления своих валентных электронов. По своей важности это фундаментальное открытие Льюиса стоит в одном ряду с такими открытиями, как Периодический закон элементов и теория строения органических соединений. Широко распространенное мнение, что правило октета выполняется лишь в ограниченном числе случаев, так же ошибочно, как и утверждение того, что Периодический закон элементов не имеет всеобщего характера. Все примеры «невыполнения» правила октетов можно подразделить на следующие три группы: 1.
* Сумма валентных электронов атомов, образующих молекулу, нечётна. Пример — молекула оксида азота NO.В данном случае сумма валентных электронов атома азота (5) и кислорода (6) равна 11, поэтому в этой молекуле атом кислорода достигает восьмиэлектронной оболочки, а атом азота — нет. В данном случае изначально невозможно достижение обоими атомами восьмиэлектронной оболочки. Стремление атома азота заполнить свою электронную оболочку объясняет химическую реакционную способность этой молекулы. 2.
* Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI3. В этой молекуле анион иода связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью. Аналогичные трехцентровые, но двухэлектронные связи присутствуют в молекуле B2H6. 3.
* В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае правило октетов (в пределе, то есть в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в правило 18 электронов. Поскольку в целом ряде случаев участие d-орбиталей в образовании химических связей у некоторых элементов остается спорным вопросом, возникает иллюзия невыполнения правила октетов. Классическими примерами выполнения правила 18 электронов являются молекулы Fe(CO)5, Ni(CO)4, Co2(СО)8, Fe(C5H5)2 (ферроцен)и многие другие. Таким образом, главным в правиле октетов Льюиса является не число 8 (или 18), а обобщение электронов как основа образования ковалентной химической связи[прояснить], и приближение за счет этого к электронной конфигурации инертного газа — восьмиэлектронной или восемнадцатиэлектронной.
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八隅體規則（或稱八電子規則）是化學中一個簡單的規則，即原子間的組合趨向令各原子的都擁有與惰性氣體相同的電子排列。主族元素，如碳、氮、氧、鹵素族、鈉、鎂都依從這個規則。簡單而言，當組成離子或分子的原子的最外電子層有八個電子，它們便會趨向穩定，而若不满8个时，原子间会互相共享或交换电子达到平衡稳定。例如Cl与Na形成NaCl的结构。 第一層電子最多有2個，第二層8個，第三層18個，第四層32個。公式為2n2。
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Прáвило октéту (Г. Льюїс, 1916) — класичне правило для опису електронної конфігурації атомів у молекулах: максимальна кількість електронних пар, здатна накопичитися у валентній оболонці атомів 2-го періоду періодичної системи, становить 4 (кількість електронів, отже, становить 8, звідси назва правила: лат. octo — вісім). Для атомів 3-го і подальших періодів забагато винятків із цього правила. Правило октету відіграло важливу роль у становленні понять валентності, хімічного зв'язку та електронної пари, але розвинута невдовзі квантова теорія будови електронної оболонки атома залишила цьому правилу лише історичне значення. З позицій квантової теорії зрозуміло, що 8 електронів відповідають цілком заповненим валентним s- та p-підоболонкам атома, і винятки з цього правила обумовлені участю d-орбіталей в утворенні ковалентного зв'язку.
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