Regla del octeto - Octet rule

El enlace en dióxido de carbono (CO 2 ): todos los átomos están rodeados por 8 electrones, cumpliendo la regla del octeto .

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 , lo que le da la misma configuración electrónica que un gas noble . La regla es especialmente aplicable al carbono , nitrógeno , oxígeno y los halógenos , pero también a metales como el sodio o el magnesio . Existen otras reglas para otros elementos, como la regla duplet parahidrógeno y 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 (mostrados en rojo) del oxígeno mismo y dos (mostrados en negro) del carbono. Los cuatro electrones se cuentan tanto en el octeto de carbono como en el de oxígeno, por lo que se considera que ambos átomos obedecen la regla del octeto.

Ejemplo: cloruro de sodio (NaCl)

Animación de unión iónica.gif

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

Un átomo de cloro tiene siete electrones en su tercera y exterior capa de electrones, la primera y la segunda capa están 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 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 formará muy a menudo 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 de 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 segunda capa de electrones más profunda, y la segunda energía de ionización requerida para su eliminación es mucho mayor: +4562 kJ por mol. Así, 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 octetos.

La energía requerida 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 . Esto completa la explicación de la regla del octeto en este caso.

Historia

Ley de octavas de Newlands

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

A finales del siglo XIX, se sabía que los compuestos de coordinación (antes llamados "compuestos moleculares") se formaban por 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 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 condujo 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 de 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 electrones de valencia y valencia . En 1919, Irving Langmuir refinó estos conceptos aún más y los renombró como "átomo de octeto cúbico" y "teoría del octeto". La "teoría del octeto" evolucionó hasta convertirse en 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 normales. 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 enlace químico, los átomos se combinan ganando, perdiendo o compartiendo electrones de tal manera que adquieren la 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 s 2 p 6 . Una configuración de caparazón cerrado 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 una capa n = 2 completa (2s 2  2p 6 ) y una capa n = 3 vacía . 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 3s 2  3p 6 . 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 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, hay algunas moléculas hipervalentes en las que el nivel 3d puede jugar un papel en la unión, aunque esto es controvertido (ver más abajo).

Para el helio no existe un nivel de 1p según la teoría cuántica, por lo que 1s 2 es una capa cerrada sin p electrones. 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.

Excepciones

Muchos intermedios reactivos son inestables y no obedecen la regla del octeto. Esto incluye especies como carbenos , borano y radicales libres como el radical metilo (CH 3 ) que tiene un electrón desapareado en un orbital no enlazante en el átomo de carbono y ningún electrón de espín opuesto en el mismo orbital. Otro ejemplo es el radical de cloro producido por los CFC , que se sabe que son dañinos para la capa de ozono. Estas moléculas a menudo reaccionan para completar su octeto.

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).

Enlaces de tres electrones

Diagramas de Lewis y MO de un enlace 2e individual y un enlace 3e

Algunos radicales moleculares estables (por ejemplo , óxido nítrico , NO) obtienen configuraciones de octetos 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 enlazados 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 contiene en realidad dos enlaces de tres electrones y un enlace covalente normal (dos electrones). El octeto de cada átomo consta 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 enlace es 1 + 0.5 + 0.5 = 2.

Estructuras de Lewis modificadas con enlaces 3e
Óxido nítrico
Dioxígeno

Moléculas hipervalentes

Los elementos del grupo principal en la tercera y últimas filas de la tabla periódica pueden formar moléculas hipercoordenadas o hipervalentes en las que el átomo del grupo principal central está unido a más de otros cuatro átomos, como pentafluoruro de fósforo , PF 5 y 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 usando uno s, tres orbitales py uno d, o seis enlaces usando uno s, tres p y dos orbitales d. Para formar cinco enlaces, los orbitales uno s, tres py uno d ​​se combinan para formar cinco orbitales híbridos sp 3 d que comparten cada uno 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 sp 3 d 2 forman seis enlaces con 12 electrones compartidos. 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. .

5 estructuras de resonancia del pentafluoruro de fósforo

Sin embargo, otros modelos describen el enlace utilizando solo orbitales syp de acuerdo con la regla del octeto. Una descripción de enlace de valencia de PF 5 usa resonancia entre diferentes estructuras de PF 4 + 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 valencia electrones en el fósforo. 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 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 siguen siendo comunes en 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 utilizar una gran cantidad de cargas formales o enlaces parciales y la IUPAC la recomienda como un formalismo conveniente en lugar de las representaciones que reflejan mejor la vinculación. Por otro lado, la mayoría de las autoridades consideran un error mostrar más de ocho electrones alrededor de Be, B, C, N, O o F (o más de dos alrededor de H, He o Li).

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 de electrones de valencia son diferentes de los elementos del grupo principal. Estas otras reglas se muestran a continuación:

Tipo de elemento Primer caparazón p-block
( grupo principal )
D-block
( metal de transición )
Reglas de conteo de electrones Regla de dúo / duplet Regla del octeto Regla de los 18 electrones
Configuración de valencia completa s 2 s 2 p 6 d 10 s 2 p 6
  • La regla del dúo o la regla del doblete de la primera capa se aplica a H, He y Li; el gas noble helio tiene dos electrones en su capa exterior, que es muy estable. (Dado que no hay una subcapa 1 p , 1 s es seguido inmediatamente por 2 s , y por lo tanto la capa 1 solo puede tener como máximo 2 electrones de valencia). El hidrógeno solo necesita un electrón adicional para lograr esta configuración estable, mientras que el litio necesita perder uno.
  • Para los metales de transición , las moléculas tienden a obedecer la regla de los 18 electrones que corresponde a la utilización de valencia d , s y p orbitales a forma de unión y no unión orbitales. Sin embargo, a diferencia de la regla del octeto para los elementos del grupo principal, los metales de transición no obedecen estrictamente la regla de los 18 electrones y el recuento de electrones de valencia puede variar entre 12 y 18.

Ver también

Referencias