Regla del octeto

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La regla del octeto, enunciada en 1916 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 iones que tienen carga negativa, es decir electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,[1] 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 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:

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.

CO2, con dos enlaces dobles.

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 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 son 8, llegando al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente.

Excepciones[editar]

Existen excepciones a esta regla. Los átomos que cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el carbono y el nitrógeno.

El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones, junto con el berilio que se completa con una cantidad de cuatro electrones y el boro que requiere de seis electrones para llevar a cabo esta función, de modo en que se elude a la normativa que especifica que todo elemento se completa con 8 electrones a su disposición. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.

Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho electrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la molécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor.

La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto" es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribir algunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos están unidos entre sí. Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmula del ácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3, en realidad el hidrógeno está unido a un oxígeno, no al nitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3.

También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes y moléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder, ganar o compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno logra la estabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. Los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa que queda llena con ocho electrones.

Referencias[editar]

  1. [1] Theodore L. Brown, Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge. Química: la ciencia central. Página 276. (books.google.es)

Véase también[editar]