La Regla del Octeto

¿Qué es la regla del octeto?

Los gases nobles se conocen históricamente como gases inertes. Su nombre nos da una pista sobre su comportamiento. Son inodoros, incoloros, tienen energías de ionización altas y afinidades electrónicas bajas, y en general son muy poco reactivos. De hecho, durante mucho tiempo se creyó que no reaccionaban con ningún otro elemento (aunque ahora sabemos que esto es incorrecto, como verás más adelante en el artículo).

Si echamos un vistazo a sus configuraciones electrónicas, descubriremos una explicación para la relativa inercia de los gases nobles: todos tienen envolturas externas completas de electrones. Para todos los gases nobles, salvo el helio, esto significa que tienen ocho electrones en su capa externa.

Tener una capa exterior llena de electrones hace que un átomo sea extremadamente estable, lo cual es muy deseable. Por tanto, otros átomos tienden a intentar ganar o perder electrones hasta que tienen sus capas externas llenas, y como esto suele implicar tener exactamente ocho electrones de valencia, este fenómeno se conoce como la regla del octeto.

Obedecer la regla del octeto

Gracias a la regla del octeto, es fácil predecir cómo reaccionan determinados elementos cuando se enlazan. Por ejemplo:

• Los metales del grupo I tienen un electrón en su capa externa. Tienden a perder este electrón para conseguir una configuración electrónica de gas noble.
• Los metales del grupo II tienen dos electrones en su capa externa. Tienden a perder estos dos electrones para conseguir una configuración electrónica de gas noble.
• Los no metales del grupo VI tienen seis electrones en su capa externa. Tienden a ganar dos electrones para conseguir una configuración electrónica de gas noble.
• Los halógenos del grupo VII tienen siete electrones en su capa externa. Tienden a ganar un electrón para conseguir una configuración electrónica de gas noble.

La regla del octeto y los diagramas de Lewis

Podemos utilizar la regla del octeto para ayudarnos a predecir la estructura probable de una molécula cuando nos enfrentamos a varios diagramas de Lewis diferentes. También es útil para dibujar diagramas de Lewis a partir de cero.

A continuación te explicamos cómo hacerlo:

1. Calcula el número total de electrones de valencia de la molécula.
2. Dibuja la posición aproximada de los átomos en la molécula.
3. Une los átomos mediante enlaces covalentes simples.
4. Añade electrones a los átomos exteriores hasta que tengan las capas exteriores llenas de electrones.
5. Cuenta cuántos electrones has añadido y réstalos del número total de electrones de valencia de la molécula que has calculado antes. Así sabrás cuántos electrones te quedan.
6. Añade los electrones restantes al átomo central.
7. Utiliza los pares de electrones solitarios de los átomos exteriores para formar dobles enlaces covalentes con el átomo central, hasta que todos los átomos tengan sus capas exteriores completas.

Empezaremos aplicando este proceso al dióxido de carbono,_CO2. En primer lugar, tenemos que contar el número de electrones de valencia de la molécula. El carbono pertenece al grupo IV, por lo que tiene cuatro electrones de valencia. El oxígeno pertenece al grupo VI, por lo que tiene seis electrones de valencia. Por tanto, el número total de electrones de valencia de la molécula es 4 + 2(6) = 16.

A continuación, dibujamos la posición aproximada de los átomos en la molécula y añadimos enlaces covalentes simples entre ellos. Aquí dibujamos un átomo central de carbono unido a dos átomos exteriores de oxígeno mediante enlaces covalentes simples.

Dióxido de carbono. Anna Brewer, StudySmarter Original

A continuación, utilizamos nuestra primera aplicación de la regla del octeto. Cada átomo quiere tener ocho electrones de valencia, lo que le da una capa externa completa. Empezamos observando los átomos exteriores. En este caso, se trata de los dos átomos de oxígeno. Ambos tienen actualmente sólo dos electrones de valencia procedentes del enlace covalente que comparten con el carbono. Para llegar a una capa exterior completa, cada oxígeno necesita ganar seis electrones más. Vamos a atraerlos.

Dióxido de carbono. Anna Brewer, StudySmarter Original

Si sumamos el número total de electrones de valencia que hemos añadido a la molécula, encontramos 2(2) = 4 electrones procedentes de los dos enlaces sencillos, y 6(2) = 12 electrones procedentes de los pares solitarios. 12 + 4 = 16, que recordarás que es el número de electrones de valencia que puede tener el dióxido de carbono. No podemos añadir más electrones. Sin embargo, nuestra estructura de Lewis no está completa. Aquí es donde interviene de nuevo la regla del octeto. Actualmente, el átomo central de carbono sólo tiene cuatro electrones en su envoltura exterior; para conseguir una envoltura exterior completa y satisfacer la regla del octeto, necesita ocho. Para darle cuatro electrones extra, utilizamos un par de electrones solitarios de cada átomo de oxígeno para formar dos dobles enlaces C=O.

Dióxido de carbono. Anna Brewer, StudySmarter Original

Ahora todos los átomos cumplen la regla del octeto. Nuestra estructura está completa.

Limitaciones y excepciones de la regla del octeto

Aunque la regla del octeto es un gran modelo, no siempre se cumple. De hecho, tiene algunas excepciones notables.

Número impar de electrones

Algunas moléculas tienen un número impar de electrones. Por ello, es imposible que obedezcan la regla del octeto. Entre ellas se encuentran los radicales libres, como el óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno.

Óxido nítrico, izquierda, y dióxido de nitrógeno, derecha. Anna Brewer, StudySmarter Original

Octetos incompletos

Otros átomos, en particular los dos miembros del período 1 y los miembros más pequeños del grupo III, pueden formar moléculas con octetos incompletos. El hidrógeno y el litio son estables con sólo dos electrones de valencia. Cuando se enlazan, adoptan la configuración electrónica del helio, ^1s2. La capa externa de electrones sólo contiene una subcapa s, lo que significa que sólo tiene espacio para un par de electrones. Por tanto, tener sólo dos electrones de valencia satisface su deseo de tener una capa exterior completa.

El boro y el aluminio también pueden formar moléculas estables con octetos incompletos. Por ejemplo, el trifluoruro de boro, _BF3. Está formado por un átomo central de boro unido a tres átomos exteriores de flúor mediante enlaces covalentes simples. Los átomos de flúor tienen octetos completos, pero el boro no: sólo tiene seis electrones en su capa externa. Sin embargo, el boro encuentra estable esta disposición y por eso no reacciona más. El tricloruro de aluminio actúa de forma muy parecida.

Moléculas con octetos incompletos: trifluoruro de boro y cloruro de aluminio. Anna Brewer, StudySmarter Original

Octetos ampliados

Algunos átomos, concretamente los del período tres y posteriores, son capaces de formar octetos expandidos. Esto significa que el átomo tiene más de ocho electrones en su capa externa. Estos electrones van en la subcáscara d, razón por la cual los elementos de los periodos 1 y 2 no pueden formar octetos expandidos: no tienen subcáscara d. También por eso algunos gases nobles pueden formar enlaces. Como ya hemos visto, los gases nobles suelen ser poco reactivos porque ya tienen una capa exterior llena de electrones. Sin embargo, los gases nobles del periodo 3 y posteriores pueden formar enlaces con otros átomos; los electrones enlazados adicionales van en la subcáscara d.

Un ejemplo de molécula con un octeto expandido es el pentacloruro de fósforo. Esta molécula está formada por un átomo central de fósforo unido a cinco átomos de cloro mediante enlaces covalentes simples. El fósforo tiene diez electrones en su capa de valencia, lo que le confiere un octeto expandido.

Una molécula con un octeto expandido: pentacloruro de fósforo. Crédito de la imagen: commons.wikimedia.org

Otro ejemplo es el tetrafluoruro de xenón, formado por un átomo central de xenón unido a cuatro átomos de flúor con enlaces covalentes simples. Tiene doce electrones en su capa externa.

Esto es todo por este artículo. Con un poco de suerte, ahora deberías entender lo que queremos decir con la regla del octeto y ser capaz de dibujar diagramas de Lewis utilizando la regla del octeto como guía. También deberías ser capaz de identificar las excepciones a la regla del octeto.