6.14: Las moléculas covalentes y la regla del octeto

La idea de que una molécula podría ser mantenida unida por un par compartido de electrones fue sugerida por primera vez por Lewis en 1916. Aunque Lewis nunca ganó el premio Nobel por esta o sus muchas otras teorías, el par compartido de electrones es sin embargo una de las contribuciones más significativas a la química de todos los tiempos. La mecánica de las olas seguía siendo de 10 años en el futuro, por lo que Lewis no pudo dar ninguna descripción matemática de exactamente cómo era posible compartir electrones. En lugar de la imagen detallada presentada en la sección anterior, Lewis indicó la formación de una molécula de hidrógeno a partir de dos átomos de hidrógeno con la ayuda de sus diagramas de electrones y puntos de la siguiente manera:

 

Una H con un punto pequeño más otra H con un punto pequeño forma H unida covalentemente que se unen entre sí a través de 2 puntos compartidos en el centro de las 2 H.

Lewis también sugirió que la tendencia a adquirir una estructura de gas noble-gas no se limita a compuestos iónicos sino que también ocurre entre los compuestos covalentes. En la molécula de hidrógeno, por ejemplo, cada átomo de hidrógeno adquiere cierto control sobre dos electrones, logrando así algo parecido a la estructura del helio. De manera similar, la formación de una molécula de flúor a partir de sus átomos puede ser representada por

 

Se muestran dos símbolos F con siete puntos dibujados a su alrededor. Reaccionan para formar una molécula de gas flúor unida covalentemente con un conjunto completo de electrones de octeto alrededor de cada uno de los F.

Nuevamente se comparte un par de electrones, permitiendo que cada átomo alcance una estructura de neón con ocho electrones (es decir, un octeto) en su caparazón de valencia. Se pueden usar diagramas similares para describir las otras moléculas halógenas:

 

Diagramas de Lewis que muestran un octeto completo entre cada uno de los átomos unidos en una molécula diatómica como cloro, flúor y yodo.

En cada caso, un par compartido de electrones contribuye a una configuración de electrones de gas noble-en ambos átomos. Dado que solo los electrones de valencia se muestran en estos diagramas, el logro de una estructura de gas noble-es fácilmente reconocido como el logro de un complemento completo de ocho puntos de electrones (un octeto) alrededor de cada símbolo. En otras palabras, tanto los compuestos covalentes como los iónicos obedecen a la regla del octeto.

La regla del octeto es muy útil, aunque de ninguna manera infalible, para predecir las fórmulas de muchos compuestos covalentes, y permite explicar la valencia habitual que exhiben muchos de los elementos representativos. Según la teoría de Lewis, el hidrógeno y los halógenos presentan cada uno una valencia de 1 porque los átomos de hidrógeno y los halógenos contienen cada uno un electrón menos que un átomo de gas noble-gas. Para lograr una estructura de gas noble-gas, por lo tanto, solo necesitan participar en el reparto de un par de electrones. Si identificamos un par compartido de electrones con un enlace químico, estos elementos solo pueden formar un enlace.

Un argumento similar puede extenderse al oxígeno y a los elementos del grupo VI para explicar su valencia de 2. Aquí se necesitan dos electrones para completar una configuración de gas noble-gas. Al compartir dos pares de electrones, es decir, al formar dos enlaces, se obtiene un octeto:

 

El diagrama de Lewis de O se muestra con una flecha apuntando a dos puntos vacantes alrededor del átomo que son lugares para compartir dos electrones. La compartición de los electrones para llenar los puntos vacantes se resalta con ejemplos que muestran diagramas de lewis de H 2 O, O F subíndice 2 y C l subíndice 2 O.

El nitrógeno y los elementos del grupo V también requieren tres electrones para completar sus octetos, y así pueden participar en tres pares compartidos:

 

El diagrama de Lewis de N se muestra con una flecha apuntando a tres puntos vacantes alrededor del átomo que son lugares para compartir tres electrones. La distribución de los electrones para llenar los puntos vacantes se resalta con ejemplos que muestran diagramas de lewis de N H subíndice 3, N F subíndice 3 y N C l subíndice 3.

Finalmente, dado que el carbono y los elementos del grupo IV tienen cuatro vacantes en sus conchas de valencia, son capaces de formar cuatro enlaces:

 

El diagrama de Lewis de C se muestra con una flecha apuntando a cuatro puntos vacantes alrededor del átomo que son lugares para compartir cuatro electrones. La compartición de los electrones para llenar los puntos vacantes se resalta con ejemplos que muestran diagramas de lewis de C H subíndice 4, C F subíndice 4 y “C” “C l” subíndice 4.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\) : Lewis Structures

Dibujar estructuras de Lewis y predecir las fórmulas de compuestos que contienen (a) P y Cl; (b) Se y H.

Solución:

a) Dibujar diagramas de Lewis para cada átomo.

 

Símbolo P con dos puntos en la parte superior y un punto a la izquierda, derecha e inferior respectivamente. Símbolo C l con dos puntos en la parte superior, derecha e inferior respectivamente así como un punto a la izquierda.

Dado que el átomo de P puede compartir tres electrones y el átomo de Cl solo uno, se requerirán tres átomos de Cl, y la fórmula es

 

Diagrama de Lewis del subíndice P Cl 3. Cada uno de los átomos se dibuja con un octeto completo, es decir, 8 puntos alrededor de cada átomo.

b) Dado que Se está en el grupo periódico VI, carece de dos electrones de configuración de gas noble-gas y por lo tanto tiene una valencia de 2. La fórmula es

 

Diagrama de Lewis del subíndice H 2 S e. El símbolo s e tiene ocho electrones a su alrededor mientras que los dos H unidos a S e tienen dos electrones cada uno, completando la regla del duplete para el hidrógeno.

Al dibujar las estructuras de Lewis, los pares de unión de electrones a menudo se indican mediante una línea de enlace que conecta los átomos que mantienen juntos. Los electrones que no están involucrados en la unión generalmente se denominan pares solitarios o pares no compartidos. Los pares solitarios a menudo se omiten en los diagramas de Lewis, o también pueden indicarse por líneas. Estas son algunas de las formas alternativas en las que se pueden escribir H _{2, F 2} y PCl ₃.

 

Una tabla muestra las cuatro formas diferentes en que se puede dibujar una estructura de Lewis. Hay un diagrama completo con todos los electrones mostrados como puntos. También hay con línea de enlace que representa electrones compartidos como una línea, mientras que los electrones no unidos todavía se dibujan como puntos. Hay con líneas de pares solitarios que muestran electrones desapareados como líneas cortas alrededor de cada átomo. Finalmente se omiten los pares solitarios que solo muestran una sola línea entre dos átomos que están unidos. Se muestran ejemplos para H 2, F 2 y P C l 3.