'''Octet Rule''' [목차] == 정의 == 옥텟 규칙(octet rule) 또는 [[여덟 전자 규칙]]은 [[분자#s-1.2]]를 이루는 각각의 [[원자]]는 [[전자]]가 최외각 껍질에 8개가 들어갔을 때 가장 안정된 상태로 보는 원시적 형태의 화학 이론이다. 다만 원시적인 만큼 간단하므로 중고등학교 수준에서는 이것에 기반해 화학결합을 설명한다. == 예외 == === K껍질 === 가장 안쪽 전자껍질인 K껍질에는 2개만 들어간다고 설정한다. === 확장된 옥텟 === 인산[* 인(P)에 공유결합 전자쌍이 5쌍임을 알 수 있다.] 이나 황산[* 황(S)에 공유결합 전자쌍이 6쌍이다.]과 같이 결합에 따라서 옥텟을 초과하는 경우. 3주기 이상의 원소에서 나타난다. === 옥텟 결핍 === [[붕소]]처럼 [[원자가전자]]가 4개 미만인 원소는 [[원자가전자]]를 전부 공유 결합에 써도 8개보다 모자라게 된다. 대표적인 예시로 [[붕산]]이나 삼[[플루오린]]화 붕소가 있다. 이런 경우 비공유 전자쌍이 있는 다른 분자에서 전자쌍을 제공받아 [[배위 결합]]을 하기도 한다. === [[공명 구조]] === [[공명 구조|해당 문서]] 참조 == 정확한 설명 == [[오비탈]] 이론이 이 규칙의 완성형이다. [[양자역학]]이 끼어드므로 다소 복잡하지만, 간략하게 옥텟 규칙의 예외를 [[오비탈]] 이론으로 설명하면 * K껍질: [[파울리 배타 원리]]에 의하면 같은 상태인 [[전자]]는 같은 [[공간]]에 있을 수 없다. 그런데 에너지가 같아도 [[스핀]]이 업과 다운으로 다를 수 있어 한 형태의 궤도형태엔 두 개의 전자가 있다. 가장 낮은 에너지를 가진 준위는 s형태의 오비탈 하나(1s)이므로 2개의 전자만이 가장 낮은 에너지(=K껍질)에 존재한다. * '확장': [[오비탈]]의 종류는 s, p, d, f, g, h, i...등으로 나뉘는데, s[[오비탈]]은 에너지마다 하나, p[[오비탈]]은 에너지마다 셋이 (px, py, pz) 존재한다. 각각에 전자가 둘씩 있으므로 s[[오비탈]]과 p[[오비탈]]의 전자 개수를 합하면 2+6=8. 옥텟 규칙이 하필 8인 이유가 이것 때문인데, 4주기 이상의 원소부터는 d[[오비탈]]과 f[[오비탈]]등이 존재해 옥텟 규칙이 깨지는 경우가 있다. 원소 번호가 증가함으로서 전자를 부가하는 순서도 양자역학적 효과에 의해 복잡해진다. 예를 들어 [[전이 원소]]의 d[[오비탈]]은 그 에너지의 준위가 s[[오비탈]]보다 높다. 무슨 뜻이냐면, 자연적으로는 s[[오비탈]]이 채워진 후 d[[오비탈]]에 전자를 부가한다는 뜻이다. 단, [[전이 원소]]에서 전자를 방출하여 이온이 될 때는 그 에너지의 준위가 높은 d[[오비탈]]보다 그 에너지의 준위가 낮은 s[[오비탈]]의 전자를 먼저 방출한다. * [[공명 구조]]: 해당 문서에 [[오비탈]] 이론에 기반한 설명이 있다. == 예시 == [[공유결합]], [[이온결합]]에서 주로 확인할 수 있다. 대표적으로 소금은 이온결합 물질인데, NaCl이라는 화학식을 사용한다. Na와 Cl이 이렇게 결합한 이유는, 이온상태일 때 원자 최외곽 전자껍질의 전자가 하나 더 많거나, 하나가 부족하기 때문이다. 따라서 서로 남거나 부족한 전자간의 결합으로 이온결합이 성립되어 안정된 형태를 띤다. 공유결합의 경우에도 메테인 (CH4)의 경우 탄소의 최외곽 전자껍질에 있는 전자가 총 4개로, 전자를 1개만 얻으면 안정화될 수 있는 수소와 각각 결합하여 안정된 형태가 된다. [[분류:화학 법칙]]