Regla del octeto

La regla del octeto es una regla general química que refleja la teoría de que los elementos del grupo principal tienden a unirse de tal manera que cada átomo tiene ocho electrones en su capa de valencia, lo que le da la misma Configuración electrónica como gas noble. La regla es especialmente aplicable al carbono, nitrógeno, oxígeno y los halógenos; aunque de manera más general, la regla es aplicable para el bloque s y el bloque p de la tabla periódica. Existen otras reglas para otros elementos, como la regla del doblete para el hidrógeno y el helio, o la regla de los 18 electrones para los metales de transición.

Los electrones de valencia se pueden contar usando un diagrama de puntos de electrones de Lewis como se muestra a la derecha para el dióxido de carbono. Los electrones compartidos por los dos átomos en un enlace covalente se cuentan dos veces, una por cada átomo. En el dióxido de carbono, cada oxígeno comparte cuatro electrones con el carbono central, dos (en rojo) del propio oxígeno y dos (en negro) del carbono. Estos cuatro electrones se cuentan tanto en el octeto de carbono como en el octeto de oxígeno, por lo que se considera que ambos átomos obedecen la regla del octeto.

Ejemplo: cloruro de sodio (NaCl)

El enlace iónico es común entre pares de átomos, donde uno del par es un metal de baja electronegatividad (como el sodio) y el segundo un no metal de alta electronegatividad (como el cloro).

Un átomo de cloro tiene siete electrones en su capa de electrones tercera y externa, la primera y la segunda capa se llenan con dos y ocho electrones respectivamente. La primera afinidad electrónica del cloro (la liberación de energía cuando el cloro gana un electrón para formar Cl⁻) es de 349 kJ por mol de átomos de cloro. Agregar un segundo electrón para formar un Cl^2- hipotético requeriría energía, energía que no se puede recuperar mediante la formación de un enlace químico. El resultado es que el cloro muy a menudo formará un compuesto en el que tiene ocho electrones en su capa exterior (un octeto completo), como en Cl⁻.

Un átomo de sodio tiene un solo electrón en su capa de electrones más externa, la primera y la segunda capa nuevamente están llenas con dos y ocho electrones respectivamente. Para eliminar este electrón externo solo se requiere la primera energía de ionización, que es +495,8 kJ por mol de átomos de sodio, una pequeña cantidad de energía. Por el contrario, el segundo electrón reside en la capa más profunda del segundo electrón y la segunda energía de ionización requerida para su eliminación es mucho mayor: +4562 kJ por mol. Así, en la mayoría de los casos, el sodio formará un compuesto en el que ha perdido un solo electrón y tendrá una capa exterior completa de ocho electrones u octeto.

La energía necesaria para transferir un electrón de un átomo de sodio a un átomo de cloro (la diferencia entre la primera energía de ionización del sodio y la afinidad electrónica del cloro) es pequeña: +495,8 − 349 = +147 kJ mol ⁻¹. Esta energía se compensa fácilmente con la energía de red del cloruro de sodio: −783 kJ mol⁻¹. Esto completa la explicación de la regla del octeto en este caso.

Historia

En 1864, el químico inglés John Newlands clasificó los sesenta y dos elementos conocidos en ocho grupos, según sus propiedades físicas.

A fines del siglo XIX, se sabía que los compuestos de coordinación (anteriormente llamados "compuestos moleculares") se formaban mediante la combinación de átomos o moléculas de tal manera que las valencias de los átomos involucrados aparentemente se convertían en satisfecho. En 1893, Alfred Werner demostró que el número de átomos o grupos asociados con un átomo central (el 'número de coordinación') suele ser 4 o 6; se conocían otros números de coordinación hasta un máximo de 8, pero menos frecuentes. En 1904, Richard Abegg fue uno de los primeros en extender el concepto de número de coordinación a un concepto de valencia en el que distinguió a los átomos como donantes o aceptores de electrones, lo que llevó a estados de valencia positivos y negativos que se asemejan mucho al concepto moderno de estados de oxidación. Abegg notó que la diferencia entre las valencias máximas positivas y negativas de un elemento bajo su modelo es frecuentemente ocho. En 1916, Gilbert N. Lewis se refirió a esta idea como la regla de Abegg y la utilizó para ayudar a formular su modelo de átomo cúbico y la 'regla de ocho', que comenzó a distinguir entre valencia y electrones de valencia.. En 1919, Irving Langmuir perfeccionó aún más estos conceptos y los renombró "átomo de octeto cúbico" y "teoría del octeto". La "teoría del octeto" evolucionó a lo que ahora se conoce como la "regla del octeto".

Walther Kossel y Gilbert N. Lewis vieron que los gases nobles no tenían tendencia a participar en reacciones químicas en condiciones ordinarias. Sobre la base de esta observación, concluyeron que los átomos de los gases nobles son estables y, sobre la base de esta conclusión, propusieron una teoría de la valencia conocida como "teoría electrónica de la valencia" en 1916:

Durante la formación de un vínculo químico, los átomos se combinan ganando, perdiendo o compartiendo electrones de tal manera que adquieran una configuración de gas noble más cercana.

Explicación en teoría cuántica

La teoría cuántica del átomo explica los ocho electrones como una capa cerrada con una configuración electrónica s²p⁶. Una configuración de capa cerrada es aquella en la que los niveles de energía bajos están llenos y los niveles de energía más altos están vacíos. Por ejemplo, el estado fundamental del átomo de neón tiene un caparazón completo n = 2 (2s² 2p⁶) y un shell n = 3 vacío. De acuerdo con la regla del octeto, los átomos inmediatamente antes y después del neón en la tabla periódica (es decir, C, N, O, F, Na, Mg y Al) tienden a alcanzar una configuración similar al ganar, perder o compartir electrones.

El átomo de argón tiene una configuración análoga 3s² 3p⁶. También hay un nivel 3d vacío, pero tiene una energía considerablemente más alta que 3s y 3p (a diferencia del átomo de hidrógeno), por lo que todavía se considera 3s² 3p⁶ una carcasa cerrada para fines químicos. Los átomos inmediatamente anteriores y posteriores al argón tienden a alcanzar esta configuración en los compuestos. Sin embargo, hay algunas moléculas hipervalentes en las que el nivel 3d puede desempeñar un papel en la unión, aunque esto es controvertido (ver más abajo).

Para el helio no hay nivel 1p según la teoría cuántica, por lo que 1s² es una capa cerrada sin electrones p. Los átomos antes y después del helio (H y Li) siguen una regla de dúo y tienden a tener la misma configuración 1s² que el helio.

Excepciones

Muchos intermedios reactivos son inestables y no obedecen la regla del octeto. Esto incluye especies como los carbenos, así como los radicales libres y el radical metilo (CH₃) que tiene un electrón desapareado en un orbital no enlazante en el átomo de carbono y ningún electrón de espín opuesto en el átomo de carbono. mismo orbital. Otro ejemplo es el monóxido de cloro radical (ClO^•) que está involucrado en el agotamiento del ozono. Estas moléculas a menudo reaccionan para completar su octeto. Las moléculas deficientes en electrones, como los boranos, tampoco obedecen la regla del octeto, pero comparten electrones deslocalizados de manera similar a los enlaces metálicos.

Aunque las moléculas estables de electrones impares y las moléculas hipervalentes suelen violar la regla del octeto, los cálculos de orbitales moleculares ab initio muestran que obedecen en gran medida a la regla del octeto (consulte las secciones sobre enlaces de tres electrones y moléculas hipervalentes a continuación).

Enlaces de tres electrones

Algunos radicales moleculares estables (p. ej., óxido nítrico, NO) obtienen configuraciones de octeto por medio de un enlace de tres electrones que aporta un electrón compartido y uno no compartido al octeto de cada átomo enlazado. En NO, el octeto de cada átomo consta de dos electrones del enlace de tres electrones, más cuatro electrones de dos enlaces de dos electrones y dos electrones de un par solitario de electrones no enlazantes en ese átomo solo. El orden de enlace es 2,5, ya que cada enlace de dos electrones cuenta como un enlace, mientras que el enlace de tres electrones tiene solo un electrón compartido y, por lo tanto, corresponde a un medio enlace.

El dioxígeno a veces se representa obedeciendo la regla del octeto con un doble enlace (O=O) que contiene dos pares de electrones compartidos. Sin embargo, el estado fundamental de esta molécula es paramagnético, lo que indica la presencia de electrones desapareados. Pauling propuso que esta molécula en realidad contiene dos enlaces de tres electrones y un enlace covalente normal (dos electrones). El octeto de cada átomo consta entonces de dos electrones de cada enlace trielectrónico, más los dos electrones del enlace covalente, más un par solitario de electrones no enlazantes. El orden de enlace es 1+0.5+0.5=2.

Estructuras de Lewis modificadas con 3e bonos

Óxido métrico

Dioxygen

Moléculas hipervalentes

Los elementos del grupo principal en la tercera y posteriores filas de la tabla periódica pueden formar moléculas hipercoordinadas o hipervalentes en las que el átomo central del grupo principal está unido a más de otros cuatro átomos, como el pentafluoruro de fósforo, PF₅ , y hexafluoruro de azufre, SF₆. Por ejemplo, en PF₅, si se supone que hay cinco enlaces covalentes verdaderos en los que se comparten cinco pares de electrones distintos, entonces el fósforo estaría rodeado por 10 electrones de valencia en violación de la regla del octeto.. En los primeros días de la mecánica cuántica, Pauling propuso que los átomos de la tercera fila pueden formar cinco enlaces usando un orbital s, tres p y uno d, o seis enlaces usando un orbital s, tres p y dos d. Para formar cinco enlaces, los orbitales uno s, tres p y uno d se combinan para formar cinco orbitales híbridos sp³d, cada uno de los cuales comparte un par de electrones con un átomo de halógeno, para un total de 10 electrones compartidos, dos más de lo que predice la regla del octeto. De manera similar, para formar seis enlaces, los seis orbitales híbridos sp³d² forman seis enlaces con 12 electrones compartidos. En este modelo, la disponibilidad de orbitales d vacíos se usa para explicar el hecho de que los átomos de la tercera fila, como el fósforo y el azufre, pueden formar más de cuatro enlaces covalentes, mientras que los átomos de la segunda fila, como el nitrógeno y el oxígeno, están estrictamente limitados por la regla del octeto..

Sin embargo, otros modelos describen el enlace usando solo orbitales s y p de acuerdo con la regla del octeto. Una descripción del enlace de valencia de PF₅ utiliza resonancia entre diferentes estructuras PF₄⁺ F⁻, de modo que cada F está unido por un enlace covalente en cuatro estructuras y un enlace iónico en una estructura. Cada estructura de resonancia tiene ocho electrones de valencia en P. Una descripción de la teoría de orbitales moleculares considera que el orbital molecular ocupado más alto es un orbital no enlazante localizado en los cinco átomos de flúor, además de cuatro orbitales enlazantes ocupados, por lo que nuevamente hay solo ocho orbitales de valencia. electrones en el fósforo. La validez de la regla del octeto para moléculas hipervalentes está respaldada por cálculos de orbitales moleculares ab initio, que muestran que la contribución de las funciones d a los orbitales de enlace es pequeña.

Sin embargo, por razones históricas, las estructuras que implican más de ocho electrones alrededor de elementos como P, S, Se o I todavía son comunes en los libros de texto y artículos de investigación. A pesar de la poca importancia de la expansión de la capa d en el enlace químico, esta práctica permite mostrar estructuras sin usar un gran número de cargas formales o usar enlaces parciales y es recomendada por la IUPAC como un formalismo conveniente en preferencia a las representaciones que reflejan mejor el vinculación Por otro lado, mostrar más de ocho electrones alrededor de Be, B, C, N, O o F (o más de dos alrededor de H, He o Li) es considerado un error por la mayoría de las autoridades.

Otras reglas

La regla del octeto solo se aplica a los elementos del grupo principal. Otros elementos siguen otras reglas de conteo de electrones ya que sus configuraciones electrónicas de valencia son diferentes de los elementos del grupo principal. Estas otras reglas se muestran a continuación:

• El Regla de dueto o duplet rule de la primera cáscara se aplica a H, Él y Li: el helio de gas noble tiene dos electrones en su cáscara exterior, que es muy estable. (Ya que no hay 1p subshell, 1s es seguida inmediatamente por 2s, y por lo tanto concha 1 sólo puede tener a la mayoría de 2 electrones valence). El hidrógeno sólo necesita un electron adicional para alcanzar esta configuración estable, mientras que el litio necesita perder uno.
• Para los metales de transición, las moléculas tienden a obedecer las Regla de 18 electores que corresponde a la utilización de valence d, s y p orbitales para formar órbitas de enlace y no de enlace. Sin embargo, a diferencia de la regla de octeto para elementos de grupo principal, los metales de transición no obedecen estrictamente la regla de 18 electores y el conteo de electrones de valence puede variar entre 12 y 18.