Voir la source de Règle de l'octet

[[Fichier:Carbon-dioxide-octet-Lewis-2D.png|vignette|Représentation des [[Liaison chimique|liaisons chimiques]] dans le [[Dioxyde de carbone|{{fchim|CO|2}}]] : chaque [[atome]] compte huit [[électron]]s, comme le veut la règle de l'octet ; la [[molécule]] de {{fchim|CO|2}} est donc [[Stabilité chimique|stable]].]]

La '''règle de l'octet''' est une règle [[Chimie|chimique]] simple selon laquelle les [[Élément chimique|éléments]] du [[groupe principal]] — [[Bloc s du tableau périodique|{{nobr|bloc s}}]] et [[Bloc p du tableau périodique|{{nobr|bloc p}}]] du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]] — ayant un [[numéro atomique]] ''Z'' supérieur ou égal à 4 (correspondant au [[béryllium]]) tendent à se combiner de façon à avoir huit [[électron]]s 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-métal|non-métaux]] tels que le [[carbone]], l'[[azote]], l'[[oxygène]] et les [[halogène]]s ainsi que les [[Métal alcalin|métaux alcalins]] et [[Métal alcalino-terreux|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|règle des {{nobr|18 électrons}}]] pour les [[Métal de transition|métaux de transition]] ([[Bloc d du tableau périodique|{{nobr|bloc d}}]]).

Les électrons de valence peuvent être dénombrés à l'aide d'un [[Formule de Lewis|diagramme de Lewis]] comme ci-contre pour le [[dioxyde de carbone]]. Les électrons partagés par deux [[atome]]s dans une [[liaison covalente]] sont comptés deux fois, une pour chaque atome. Chaque atome d'[[oxygène]] du {{fchim|CO|2}} 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.

== Histoire ==

À la fin du {{s-|XIX}}, le concept de [[Valence (chimie)|valence]] était déjà utilisé pour expliquer les combinaisons d'atomes formant les [[Composé chimique|composés]] [[Molécule|moléculaires]]. En 1893, [[Alfred Werner]] montra que le nombre d'atomes ou de groupes d'atomes associés à un atome central ([[coordinence]]) est fréquemment 4 ou 6. Il observa que les autres coordinences jusqu'à un maximum de 8 sont possibles mais moins courantes. En 1904, [[Richard Abegg]] remarqua que la différence entre la valence positive maximale et la valence négative maximale d'un élément est fréquemment 8 ([[loi d'Abegg]]). Cette dernière règle a été utilisée en 1916 quand [[Gilbert Lewis]] formula la ''règle de l'octet'' dans le cadre de sa [[théorie de l'atome cubique]].

== Justification et utilisation ==

En résumé, la [[couche de valence]] d'un élément est dite pleine quand elle contient {{unité|8|[[électron]]s}}, ce qui correspond à une [[configuration électronique]] {{nobr|{{mvar|n}}s{{2}}&thinsp;{{mvar|n}}p{{6}}}}, où {{mvar|n}} est le [[nombre quantique principal]]. Cette configuration électronique, qui correspond à celle des [[gaz noble]]s, est associée à une stabilité maximale. Les configurations électroniques des gaz nobles sont les suivantes :
:{|
  | [[Hélium|He]]&emsp;  || 1s{{2}}
  |-
  | [[Néon|Ne]]&emsp;    || [[Hélium|[He]]] '''2s{{2}} 2p{{6}}'''
  |-
  | [[Argon|Ar]]&emsp;   || [[Néon|[Ne]]] '''3s{{2}} 3p{{6}}'''
  |-
  | [[Krypton|Kr]]&emsp; || [[Argon|[Ar]]] '''4s{{2}}''' 3d{{10}} '''4p{{6}}'''
  |-
  | [[Xénon|Xe]]&emsp;   || [[Krypton|[Kr]]] '''5s{{2}}''' 4d{{10}} '''5p{{6}}'''
  |-
  | [[Radon|Rn]]&emsp;   || [[Xénon|[Xe]]] '''6s{{2}}''' 4f{{14}} 5d{{10}} '''6p{{6}}'''
  |}

Par convention, pour éviter d'écrire la configuration électronique des couches internes, on note le gaz noble précédent entre crochets. Par exemple, la configuration de l'argon est {{nobr|[Ne]&thinsp;3s{{2}}&thinsp;3p{{6}}}}, [Ne] signifiant la configuration électronique du néon. La couche la plus externe comporte ainsi {{unité|8|électrons}} {{nobr|{{mvar|n}}s{{2}}&thinsp;{{mvar|n}}p{{6}}}}, sauf dans le cas de l'[[hélium]].

Une [[couche de valence]] « pleine » signifie qu'elle contient huit électrons quand la [[Couche électronique|couche]] suivante commence à se remplir, même si les [[Sous-couche électronique|sous-couches]] associées à des [[Nombre quantique secondaire|nombres quantiques secondaires]] {{mvar|ℓ}} supérieurs à 1 {{nobr|({{serif|d}},&thinsp;{{serif|f}}&thinsp;)}} ne sont pas remplies. Il ne peut y avoir que huit électrons dans une couche de valence car après une sous-couche {{mvar|n}}p, il existe toujours une sous-couche {{nobr|({{mvar|n}}+1)s}} appartenant à une couche supérieure (voir la page [[Règle de Klechkowski]]).

La règle de l'octet reflète le fait que les atomes réagissent souvent pour acquérir, perdre ([[liaison ionique]]) ou mettre en commun ([[liaison covalente]]) des électrons pour
posséder un octet complet d'électrons de valence.

Certains des atomes pour lesquels la règle de l'octet est la plus utile sont :
* le [[Carbone|carbone C]] ;
* l'[[Oxygène|oxygène O]] ;
* les [[halogène]]s : le [[Fluor|fluor F]], le [[Chlore|chlore Cl]], le [[Brome|brome Br]], l'[[Iode|iode I]].

=== Limitations ===

La règle de l'octet n'est strictement valable que pour les [[Élément chimique|éléments]] de la [[Période 2 du tableau périodique|{{2e|période}}]] du [[tableau périodique des éléments|tableau périodique]] à partir du [[béryllium]], tandis que la [[règle du duet]] s'applique pour l'[[hydrogène]], l'[[hélium]] et le [[lithium]].

À partir de la [[Période 3 du tableau périodique|{{3e|période}}]], on compte des éléments du [[Bloc d du tableau périodique|{{nobr|bloc d}}]], c'est-à-dire essentiellement des [[Métal de transition|métaux de transition]], qui ne sont pas des éléments du [[groupe principal]] et suivent par conséquent la [[Règle des 18 électrons|règle des {{nobr|18 électrons}}]].

=== Exemples ===

* L'atome de [[fluor]], de symbole F, possède {{nobr|''Z'' {{=}} 9 [[proton]]s}} et donc {{nobr|9 [[électron]]s}} ; sa [[configuration électronique]] peut s'écrire : {{nobr|[[Hélium|[He]]]&thinsp;2s{{2}}&thinsp;2p{{5}}}}. Il doit gagner un électron pour en avoir huit sur sa couche externe et former ainsi l'[[anion]] F{{exp|−}} de configuration électronique {{nobr|[[Hélium|[He]]]&thinsp;2s{{2}}&thinsp;2p{{6}}}}.
* L'atome de [[sodium]], de symbole Na, possède {{nobr|''Z'' {{=}} 11 [[proton]]s}} et donc {{nobr|11 électrons}} ; sa configuration électronique est : {{nobr|[[Néon|[Ne]]]&thinsp;3s{{1}}}}. Il lui suffit donc de perdre un électron pour avoir la même configuration électronique que le [[néon]] : {{nobr|[[Hélium|[He]]]&thinsp;2s{{2}}&thinsp;2p{{6}}}}. Il forme ainsi le [[cation]] Na{{exp|+}}.

== Décompte d'électrons dans les molécules ==

Pour déterminer si, dans une molécule, tous les atomes respectent la règle de l'octet, on compte :
* ''deux'' électrons pour chaque paire d'électrons localisée sur l'atome ;
* ''un'' électron pour chaque [[Charge électrique|charge]] négative (de même, on enlève un électron pour chaque charge positive) ;
* ''deux'' électrons par [[liaison covalente]], même si celle-ci résulte de la mise en commun d'un électron par atome. On considère que les électrons de la liaison se trouvent alternativement à proximité des deux atomes liés et donc sont décomptés dans le cadre de la vérification du respect de la règle de l'octet pour les deux atomes.

== Exceptions ==

* La [[règle du duet]] associée à la première couche. Le [[gaz noble]] [[hélium]] a deux [[électron]]s dans sa [[couche de valence]] (il n'y a pas de [[Sous-couche électronique|sous-couche]] 1p). L'[[hydrogène]] n'a besoin que d'un électron supplémentaire pour atteindre cette configuration tandis que le [[lithium]] a besoin d'en perdre un.
* Les [[atome]]s de [[bore]] ou d'[[aluminium]] dans les [[Composé chimique|composés]] [[trivalent]]s tels que [[Trifluorure de bore|{{fchim|BF|3}}]] ou [[Trichlorure d'aluminium|{{fchim|AlCl|3}}]] ont seulement {{unité|6|électrons}} dans leur couche de valence. Ces [[molécule]]s réagissent toutefois pour compléter leur octet : ce sont des [[Acide de lewis|acides de Lewis]].
* Les [[Radical (chimie)|radicaux]], par exemple le [[monoxyde d'azote]] NO, contiennent un ou plusieurs atomes qui ont un nombre impair d'électrons (N dans [[Monoxyde d'azote|NO]] est entouré de {{unité|7|électrons}}).
* Il existe des [[Molécule hypervalente|molécules ''hypervalentes'']] dans lesquelles un élément du [[groupe principal]] est lié à plus de {{unité|4|atomes}}, par exemple le [[pentachlorure de phosphore]] {{fchim|PCl|5}} et l'[[hexafluorure de soufre]] {{fchim|SF|6}}. Le décompte électronique pour les atomes centraux de ces molécules donnerait respectivement {{unité|10|et=12|électrons}}. Pour expliquer ceci, la participation des [[Orbitale d|{{nobr|orbitales d}}]], en violation de la règle de l'octet, a été invoquée, mais des modèles plus sophistiqués de la liaison chimique considèrent qu'il y a moins que deux électrons par liaison dans ces molécules ([[Liaison à trois centres et quatre électrons|liaisons à {{nobr|3 centres}} et {{nobr|4 électrons}}]]).
* Pour les [[Métal de transition|métaux de transition]], la [[règle des 18 électrons]] remplace (avec de nombreuses exceptions) la règle de l'octet à cause de l'importance des {{nobr|orbitales d}} pour ces atomes.

== Voir aussi ==
===Articles connexes===
* [[Règle du duet]]
* [[Règle des 18 électrons]]
* [[Formule de Lewis]]
* [[Nombre magique (physique)]]

{{Palette|Configuration électronique}}
{{Portail|chimie}}

[[Catégorie:Liaison chimique]]
[[Catégorie:Règle scientifique]]