Regla del octeto

La regla del octeto es una regla práctica de química que refleja la teoría de que los elementos de los grupos principales tienden a enlazarse de tal manera que cada átomo tiene ocho electrones en su capa de valencia , lo que le confiere la misma configuración electrónica que un gas noble . Esta regla es especialmente aplicable al carbono , el nitrógeno , el oxígeno y los halógenos , aunque, de forma más general, también se aplica a los bloques s y p de la tabla periódica . Existen otras reglas para otros elementos, como la regla del duplete para el hidrógeno y el helio , y la regla de los 18 electrones para los metales de transición .

Los electrones de valencia en moléculas como el dióxido de carbono (CO₂ ₎ se pueden visualizar mediante un diagrama de puntos de Lewis . En los enlaces covalentes , los electrones compartidos entre dos átomos se cuentan para el octeto de ambos. En el dióxido de carbono, cada átomo de oxígeno comparte cuatro electrones con el átomo de carbono central: dos (mostrados en rojo) del propio oxígeno y dos (mostrados en negro) del carbono. Estos cuatro electrones se cuentan tanto para el octeto del carbono como para el del oxígeno, por lo que se considera que ambos átomos cumplen la regla del octeto.

La regla del octeto es más simple en el caso del enlace iónico entre dos átomos, uno un metal de baja electronegatividad y el otro un no metal de alta electronegatividad. Por ejemplo, el sodio metálico y el cloro gaseoso se combinan para formar cloruro de sodio , una red cristalina compuesta por núcleos de sodio y cloro alternados . La densidad electrónica dentro de esta red forma cúmulos a escala atómica, como se muestra a continuación.

Un átomo de cloro (Cl) aislado tiene dos y ocho electrones en sus capas electrónicas primera y segunda , ubicadas cerca del núcleo. Sin embargo, solo tiene siete electrones en la tercera y más externa capa electrónica . Un electrón adicional completaría la capa electrónica externa con ocho electrones, una situación que favorece la regla del octeto. De hecho, añadir un electrón para producir el ion cloruro (Cl⁻ ⁾ libera 3,62 eV de energía. ^{[ 1 ]} Por el contrario, otro electrón sobrante no puede caber en la misma capa, sino que inicia la cuarta capa electrónica alrededor del núcleo. Por lo tanto, la regla del octeto prohíbe la formación de un hipotético ion ^{Cl₂⁻ , y de hecho ,} este último solo se ha observado como plasma en condiciones extremas.  

Un átomo de sodio (Na) posee un solo electrón en su capa electrónica más externa, mientras que la primera y la segunda capa están completas con dos y ocho electrones, respectivamente. La regla del octeto favorece la eliminación de este electrón externo para formar el ion Na⁺, cuya ^{configuración} electrónica es idéntica a la del Cl⁻ ^. De hecho, se observa que el sodio transfiere un electrón al cloro durante la formación del cloruro de sodio, de modo que la red resultante se puede considerar como una disposición periódica de iones ^Na⁺ y ^Cl⁻ .

Para eliminar el electrón de Na más externo y volver a un estado "aprobado por octeto" se requiere una pequeña cantidad de energía: 5,14  eV. ^{[ 2 ]} Esta energía proviene de los 3,62  eV liberados durante la formación de cloruro y de la atracción electrostática entre los iones Na ⁺ con carga positiva y los iones ^Cl− con carga negativa , que libera una energía reticular  de 8,12 eV . ^{[ 3 ]} Por el contrario, cualquier electrón adicional eliminado del Na residiría en la segunda capa electrónica más profunda y produciría un ion Na2 ⁺ que viola el octeto . En consecuencia, la segunda energía de ionización requerida para la siguiente eliminación es mucho mayor – 47,28 eV ^{[ 4 ]} – y el ion correspondiente solo se observa en condiciones extremas.   

En 1864, el químico inglés John Newlands clasificó los sesenta y dos elementos conocidos en ocho grupos, basándose en sus propiedades físicas. ^{[ 5 ] [ 6 ] [ 7 ] [ 8 ]}

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 se satisfacían. 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 eran menos frecuentes. ^{[ 9 ]} 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 dio lugar a estados de valencia positivos y negativos que se asemejan 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. ^{[ 10 ]} 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 los ocho", que comenzó a distinguir entre electrones de valencia y electrones de valencia . ^{[ 11 ]} En 1919, Irving Langmuir refinó aún más estos conceptos y los renombró como "átomo cúbico de octeto" y "teoría del octeto". ^{[ 12 ]} La "teoría del octeto" evolucionó hasta convertirse en lo que ahora se conoce como la "regla del octeto".

Walther Kossel ^{[ 13 ]} y Gilbert N. Lewis observaron 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 gases nobles son estables y, basándose en esta conclusión, propusieron una teoría de la valencia conocida como "teoría electrónica de la valencia" en 1916: ^{[ 14 ]}

Durante la formación de un enlace químico, los átomos se combinan ganando, perdiendo o compartiendo electrones de tal manera que adquieren la configuración electrónica del gas noble más cercano.

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 más 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 llena ( ^2s²2p⁶ ) y una capa n = 3 vacía. Según la regla del octeto, los átomos inmediatamente anteriores y posteriores al 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 posee un nivel 3d vacío, pero su energía es considerablemente mayor que la de los niveles 3s y 3p (a diferencia del átomo de hidrógeno), por lo que la configuración 3s² ^{3p⁶ se considera} una capa electrónica completa a efectos químicos. Los átomos inmediatamente anteriores y posteriores al argón tienden a adoptar esta configuración en los compuestos. Sin embargo, existen algunas moléculas hipervalentes en las que el nivel 3d puede influir en el enlace, aunque este aspecto es controvertido (véase más adelante).

Según la teoría cuántica, el helio no tiene nivel 1p, por lo que su configuración electrónica ^1s² es una capa cerrada sin electrones p. Los átomos que preceden y siguen al helio (H y Li) siguen una regla de dueto y tienden a tener la misma configuración 1s² ^que el helio.

Muchos intermedios reactivos no cumplen la regla del octeto. La mayoría son inestables, aunque algunos pueden aislarse.

Por lo general, las violaciones de la regla del octeto ocurren en geometrías de coordinación de baja dimensionalidad o en especies radicalarias . Si bien se suele enseñar que las moléculas hipervalentes violan la regla del octeto, los cálculos ab initio demuestran que casi todos los ejemplos conocidos la cumplen. Estas moléculas forman numerosos enlaces fraccionarios por resonancia (véase la sección «  Moléculas hipervalentes» más adelante), pero cada estructura de resonancia sí cumple la regla del octeto.

Los elementos del grupo principal en la tercera fila y posteriores de la tabla periódica pueden formar moléculas hipercoordinadas o hipervalentes en las que el átomo central del grupo principal está unido a más de cuatro átomos, como el pentafluoruro de fósforo , PF₅ _, y el hexafluoruro de azufre , SF₆ _. Por ejemplo, en el 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, violando la regla del octeto. En los inicios de la mecánica cuántica, Pauling propuso que los átomos de la tercera fila pueden formar cinco enlaces utilizando un orbital s, tres orbitales p y un orbital d, o seis enlaces utilizando un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d. ^{[ 16 ]} Para formar cinco enlaces, los orbitales s, p y 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 de los 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. ^{[ 17 ]} 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. ^{[ 18 ]}

^{Sin embargo ,} otros modelos describen el enlace utilizando solo orbitales s y p de acuerdo con la regla del octeto. Una descripción de 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. ^{[ 19 ]} Una descripción de 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 solo hay ocho electrones de valencia 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 enlazantes es pequeña. ^{[ 20 ] [ 21 ]}

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 el enlace químico, esta práctica permite mostrar estructuras sin usar un gran número de cargas formales ni enlaces parciales, y es recomendada por la IUPAC como un formalismo conveniente en preferencia a representaciones que reflejan mejor el enlace. 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. En particular, en lugar de N pentavalente, se escribe N ⁺ tetravalente (por ejemplo, no H−O−N(=O)=O sino H−O−N ⁺ (=O)−O− ⁾ .

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

• La regla del dueto o del duplete de la primera capa se aplica al H, al He y al Li: el helio, un gas noble , tiene dos electrones en su capa externa, que es muy estable. (Como no existe la subcapa 1p , a la 1s le sigue inmediatamente la 2s , por lo que la primera capa solo puede tener como máximo dos electrones de valencia). El hidrógeno solo necesita un electrón adicional para alcanzar esta configuración estable, mientras que el litio necesita perder uno.
• En los metales de transición , las moléculas tienden a obedecer la regla de los 18 electrones , que corresponde a la utilización de los orbitales de valencia d , s y p para formar orbitales enlazantes y no enlazantes. Sin embargo, a diferencia de la regla del octeto para los elementos de los grupos principales, los metales de transición no obedecen estrictamente la regla de los 18 electrones y el número de electrones de valencia puede variar entre 12 y 18. ^{[ 22 ] [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ]}

• Estructura de Lewis
• Conteo de electrones