La regla del octeto es una teoría de enlace utilizada para predecir la estructura molecular de las moléculas unidas covalentemente. De acuerdo con la regla, los átomos buscan tener ocho electrones en sus capas electrónicas externas (o valencia). cada átomo compartirá, ganará o perderá electrones para llenar estas capas externas de electrones con exactamente ocho electrones. Para muchos elementos, esta regla funciona y es una forma rápida y sencilla de predecir la estructura molecular de una molécula.
pero, como dice el refrán, las reglas están hechas para romperse. y la regla del octeto tiene más elementos que rompen la regla que seguirla.
Si bien las estructuras de puntos electrónicos de Lewis ayudan a determinar la unión en la mayoría de los compuestos, existen tres excepciones generales: moléculas en las que los átomos tienen menos de ocho electrones (cloruro de boro y elementos de bloque s y p más ligeros); moléculas en las cuales los átomos tienen más de ocho electrones ( hexafluoruro de azufre y elementos más allá del período 3); y moléculas con un número impar de electrones (no.)
muy pocos electrones: moléculas deficientes en electrones
El hidrógeno , el berilio y el boro tienen muy pocos electrones para formar un octeto. el hidrógeno tiene solo un electrón de valencia y solo un lugar para formar un enlace con otro átomo. el berilio tiene solo dos átomos de valencia y puede formar solo enlaces de pares de electrones en dos ubicaciones . El boro tiene tres electrones de valencia. Las dos moléculas representadas en esta imagen muestran los átomos centrales de berilio y boro con menos de ocho electrones de valencia.
Las moléculas, donde algunos átomos tienen menos de ocho electrones, se llaman deficientes en electrones.
demasiados electrones: octetos expandidos
Los elementos en períodos mayores que el período 3 en la tabla periódica tienen un orbital d disponible con el mismo número cuántico de energía . Los átomos en estos períodos pueden seguir la regla del octeto , pero hay condiciones en las que pueden expandir sus capas de valencia para acomodar más de ocho electrones.
El azufre y el fósforo son ejemplos comunes de este comportamiento. el azufre puede seguir la regla del octeto como en la molécula sf 2 . cada átomo está rodeado por ocho electrones. Es posible excitar el átomo de azufre lo suficiente como para empujar átomos de valencia en el orbital d para permitir moléculas como sf 4 y sf 6 . el átomo de azufre en sf 4 tiene 10 electrones de valencia y 12 electrones de valencia en sf 6 .
electrones solitarios: radicales libres
La mayoría de las moléculas estables e iones complejos contienen pares de electrones. Hay una clase de compuestos donde los electrones de valencia contienen un número impar de electrones en la capa de valencia . Estas moléculas se conocen como radicales libres. Los radicales libres contienen al menos un electrón no apareado en su capa de valencia. en general, las moléculas con un número impar de electrones tienden a ser radicales libres.
El óxido de nitrógeno (iv) (no 2 ) es un ejemplo bien conocido. observe el electrón solitario en el átomo de nitrógeno en la estructura de Lewis. El oxígeno es otro ejemplo interesante. Las moléculas moleculares de oxígeno pueden tener dos electrones únicos no apareados. compuestos como estos se conocen como birradicales.