La regla del octeto es una regla 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 , dándole la misma configuración electrónica que un gas noble . La regla es especialmente aplicable al carbono , nitrógeno , oxígeno y halógenos ; aunque de manera más general la regla es aplicable para los bloques s y p de la tabla periódica . Existen otras reglas para otros elementos, como la regla del doblete para el hidrógeno y el helio , y 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 para cada átomo. En el dióxido de carbono, cada oxígeno comparte cuatro electrones con el carbono central, dos (que se muestran en rojo) del oxígeno mismo y dos (que se muestran en negro) del carbono. Estos cuatro electrones se cuentan tanto en el octeto de carbono como en el octeto de oxígeno, de modo que se considera que ambos átomos obedecen la regla del octeto.
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 tercera y exterior capa electrónica, estando la primera y segunda capa llenas de dos y ocho electrones respectivamente. La primera afinidad electrónica del cloro (la energía liberada cuando el cloro gana un electrón para formar Cl − ) es de 349 kJ por mol de átomos de cloro. [1] Agregar un segundo electrón para formar un hipotético Cl 2- requeriría energía, energía que no se puede recuperar mediante la formación de un enlace químico. El resultado es que el cloro forma muy a menudo un compuesto en el que tiene ocho electrones en su capa exterior (un octeto completo), como en el Cl − .
Un átomo de sodio tiene un solo electrón en su capa electrónica más externa, estando la primera y segunda capas nuevamente llenas con dos y ocho electrones respectivamente. Para eliminar este electrón externo se requiere sólo 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 segunda capa electrónica más profunda y la segunda energía de ionización requerida para su eliminación es mucho mayor: +4562 kJ por mol. [2] Por lo tanto, el sodio, en la mayoría de los casos, 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 reticular del cloruro de sodio : −783 kJ mol −1 . [3] Esto completa la explicación de la regla del octeto en este caso.
En 1864, el químico inglés John Newlands clasificó los sesenta y dos elementos conocidos en ocho grupos, basándose en sus propiedades físicas. [4] [5] [6] [7]
A finales 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 quedaban satisfechas. En 1893, Alfred Werner demostró que el número de átomos o grupos asociados a un átomo central (el " número de coordinación ") es a menudo 4 ó 6; Se conocían otros números de coordinación hasta un máximo de 8, pero menos frecuentes. [8] 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 los átomos como donadores o aceptores de electrones, lo que llevó a estados de valencia positivos y negativos que se parecen mucho al concepto moderno de estados de oxidación . Abegg observó que la diferencia entre las valencias máximas positivas y negativas de un elemento según su modelo es frecuentemente ocho. [9] En 1916, Gilbert N. Lewis se refirió a esta idea como 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 . [10] En 1919, Irving Langmuir refinó aún más estos conceptos y los renombró "átomo del octeto cúbico" y "teoría del octeto". [11] La "teoría del octeto" evolucionó hasta convertirse en lo que ahora se conoce como la "regla del octeto".
Walther Kossel [12] y Gilbert N. Lewis vieron que los gases nobles no tenían tendencia a participar en reacciones químicas en condiciones normales. Sobre la base de esta observación, llegaron a la conclusión de que los átomos de los gases nobles son estables y sobre la base de esta conclusión propusieron una teoría de valencia conocida como "teoría electrónica de la valencia" en 1916:
Durante la formación de un enlace químico, los átomos se combinan ganando, perdiendo o compartiendo electrones de tal manera que adquieren la configuración de gas noble más cercana. [13]
La teoría cuántica del átomo explica los ocho electrones como una capa cerrada con una configuración electrónica s 2 p 6 . Una configuración de capa cerrada es aquella en la que los niveles de energía inferiores están llenos y los niveles de energía superiores están vacíos. Por ejemplo, el estado fundamental del átomo de neón tiene una capa n = 2 completa (2s 2 2p 6 ) y una capa n = 3 vacía. Según 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 ganando, perdiendo o compartiendo electrones.
El átomo de argón tiene una configuración análoga 3s 2 3p 6 . También hay un nivel 3d vacío, pero tiene una energía considerablemente mayor que 3s y 3p (a diferencia del átomo de hidrógeno), por lo que 3s 2 3p 6 todavía se considera una capa cerrada para fines químicos. Los átomos inmediatamente antes y después del argón tienden a alcanzar esta configuración en los compuestos. Sin embargo, existen algunas moléculas hipervalentes en las que el nivel 3d puede desempeñar un papel en el enlace, aunque esto es controvertido (ver más abajo).
Para el helio no existe un nivel 1p según la teoría cuántica, por lo que 1s 2 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 1s 2 que el helio.
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 (CH 3 ), que tiene un electrón desapareado en un orbital no enlazante del átomo de carbono y ningún electrón de espín opuesto en el mismo orbital. Otro ejemplo es el radical monóxido de cloro (ClO • ), que participa en el agotamiento de la capa de ozono . Estas moléculas suelen reaccionar para completar su octeto. Las moléculas con deficiencia de electrones , como los boranos , tampoco obedecen la regla del octeto, sino que comparten electrones deslocalizados de manera similar a los enlaces metálicos .
Aunque comúnmente se enseña que las moléculas estables de electrones impares y las moléculas hipervalentes violan la regla del octeto, los cálculos de orbitales moleculares ab initio muestran que obedecen en gran medida la regla del octeto (consulte las secciones de enlaces de tres electrones y moléculas hipervalentes a continuación).
Algunos radicales moleculares estables (por ejemplo, óxido nítrico , NO) obtienen configuraciones de octeto mediante un enlace de tres electrones que aporta un electrón compartido y otro no compartido al octeto de cada átomo enlazado. [14] En el 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 de ese átomo solo. El orden de los enlaces 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.
A veces se representa al dioxígeno obedeciendo la regla del octeto con un doble enlace (O=O) que contiene dos pares de electrones compartidos. [15] 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 (de dos electrones). [16] El octeto de cada átomo consta entonces de dos electrones de cada enlace de tres electrones, más los dos electrones del enlace covalente, más un par solitario de electrones no enlazantes. El orden de los bonos es 1+0,5+0,5=2.
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 , PF 5 , y el hexafluoruro de azufre , SF. 6 . Por ejemplo, en PF 5 , 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 utilizando un orbital s, tres p y un d, o seis enlaces utilizando un orbital s, tres p y dos d. [17] Para formar cinco enlaces, los orbitales uno s, tres p y uno d se combinan para formar cinco orbitales híbridos sp 3 d , cada uno de los cuales comparte un par de electrones con un átomo de halógeno, para un total de 10 electrones compartidos, dos más que el predice la regla del octeto. De manera similar, para formar seis enlaces, los seis orbitales híbridos sp 3 d 2 forman seis enlaces con 12 electrones compartidos. [18] En este modelo, la disponibilidad de orbitales d vacíos se utiliza 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. [19]
Sin embargo, otros modelos describen el enlace utilizando únicamente orbitales s y p de acuerdo con la regla del octeto. Una descripción del enlace de valencia de PF 5 utiliza resonancia entre diferentes estructuras de PF 4 + F − , de modo que cada F está unido mediante un enlace covalente en cuatro estructuras y un enlace iónico en una estructura. Cada estructura de resonancia tiene ocho electrones de valencia en P. [20] Una descripción de la teoría de los 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 sólo ocho electrones de valencia en el fósforo. [ cita necesaria ] La validez de la regla del octeto para moléculas hipervalentes está respaldada además por cálculos de orbitales moleculares ab initio , que muestran que la contribución de las funciones d a los orbitales enlazantes es pequeña. [21] [22]
Sin embargo, por razones históricas, las estructuras que implican más de ocho electrones alrededor de elementos como P, S, Se o I siguen siendo comunes en los libros de texto y artículos de investigación. A pesar de la poca importancia de la expansión de la capa d en los enlaces químicos, esta práctica permite mostrar estructuras sin usar una gran cantidad de cargas formales o enlaces parciales y la IUPAC la recomienda como un formalismo conveniente en lugar de representaciones que reflejan mejor la vinculación. Por otro lado, la mayoría de los expertos consideran que 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 un error.
La regla del octeto sólo 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 las de los elementos del grupo principal. Estas otras reglas se muestran a continuación:
La fuente proporciona un cambio de entalpía -349 kJ correspondiente a la liberación de energía +349 kJ
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