1.5: Regla de Octeto - Enlace Iónico y Covalente (Revisión)

Objetivo de aprendizaje

Dibujar, interpretar y convertir entre estructuras de Lewis (Kekule), Condensed y Bond-line

Nota: La revisión de química general en las secciones 1.3 - 1.6 se integra en el anterior Objetivo de Aprendizaje para la química orgánica en las secciones 1.7 y 1.8.

Para la química orgánica, el énfasis está en la química del carbono. La química del carbono se vuelve más interesante cuando el carbono está unido al oxígeno y/o nitrógeno u otros heteroátomos, átomos que NO son carbono o hidrógeno. Por lo tanto, la regla del octeto es un factor fuerte en la química orgánica y solo es violada por elementos no carbonados como hidrógeno, boro, aluminio, azufre y fósforo.

¿Por qué algunas sustancias son moléculas unidas químicamente y otras son una asociación de iones? La respuesta a esta pregunta depende de las estructuras electrónicas de los átomos y de la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos. Aunque no hay límites claramente definidos, los enlaces químicos se clasifican típicamente en tres tipos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos. En este capítulo se discutirá cada tipo de enlace y las propiedades generales que se encuentran en las sustancias típicas en las que se presenta el tipo de enlace

1. Los enlaces iónicos son el resultado de fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga opuesta. Estos enlaces típicamente implican un metal con un no metal
2. Los enlaces covalentes son el resultado de la distribución de electrones entre dos átomos. Los enlaces típicamente implican un elemento no metálico con otro
3. Enlaces metálicos Estos enlaces se encuentran en metales sólidos (cobre, hierro, aluminio) con cada metal unido a varios grupos vecinos y uniendo electrones libres para moverse a lo largo de la estructura tridimensional.

Figura\(\PageIndex{1}\): G. N. Lewis y la regla del octeto. a) Lewis trabaja en el laboratorio. (b) En el boceto original de Lewis para la regla del octeto, inicialmente colocó los electrones en las esquinas de un cubo en lugar de colocarlos como lo hacemos ahora.

La regla del octeto

En 1904, Richard Abegg formuló lo que ahora se conoce como regla de Abegg, que establece que la diferencia entre las valencias máximas positivas y negativas de un elemento es frecuentemente de ocho. Esta regla fue utilizada más tarde en 1916 cuando Gilbert N. Lewis formuló la “regla del octeto” en su teoría de átomos cúbicos. La regla del octeto se refiere a la tendencia de los átomos a preferir tener ocho electrones en la capa de valencia. Cuando los átomos tienen menos de ocho electrones, tienden a reaccionar y formar compuestos más estables. Los átomos reaccionarán para ponerse en el estado más estable posible. Un octeto completo es muy estable porque todos los orbitales estarán llenos. Los átomos con mayor estabilidad tienen menos energía, por lo que una reacción que incremente la estabilidad de los átomos liberará energía en forma de calor o luz; las reacciones que disminuyan la estabilidad deben absorber energía, haciéndose más frías.

La regla del octeto: Los átomos a menudo ganan, pierden o comparten electrones para lograr el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

Al discutir la regla del octeto, no consideramos electrones d o f. Solo los electrones s y p están involucrados en la regla del octeto, convirtiéndola en una regla útil para los elementos del grupo principal (elementos que no están en los bloques de metal de transición o metales de transición internos); un octeto en estos átomos corresponde a configuraciones de electrones que terminan en s ² p ⁶.

Enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se forman cuando los átomos comparten electrones. El hidrógeno es un primer elemento de concha con un solo electrón de valencia, por lo que solo puede formar un enlace creando un dueto, una excepción a la regla del octeto. Con sus cuatro electrones de valencia, el carbono puede formar cuatro enlaces para crear un octeto.

1. Normalmente dos electrones se emparejan y forman un enlace, p.\(H_2\)
2. Para la mayoría de los átomos habrá un máximo de ocho electrones en la capa de valencia (estructura de octeto), p. ej.\(CH_4\)

Figura 1: Unión\(H_2\) y metano (\(CH_4\))

La otra tendencia de los átomos es mantener una carga neutra. Sólo los gases nobles (los elementos de la columna más a la derecha de la tabla periódica) tienen carga cero con octetos de valencia llenos. Todos los demás elementos tienen una carga cuando tienen ocho electrones todos para sí mismos. El resultado de estos dos principios rectores es la explicación de gran parte de la reactividad y unión que se observa dentro de los átomos: los átomos buscan compartir electrones de una manera que minimice la carga mientras se cumple un octeto en la capa de valencia.

Enlaces Iónicos

Algunos átomos no comparten electrones. Energéticamente, es más favorable ganar o perder completamente electrones para formar iones. Los compuestos iónicos se forman a través de la atracción electrostática de los iones para crear una red cristalina.

La fórmula para la sal de mesa es NaCl. Es el resultado de que los iones Na ⁺ y los iones Cl ^- se unen entre sí. Si el metal de sodio y el gas cloro se mezclan en las condiciones adecuadas, formarán sal. El sodio pierde un electrón, y el cloro gana ese electrón. En el proceso, se libera una gran cantidad de luz y calor. La sal resultante es en su mayoría no reactiva, es estable. No sufrirá ninguna reacción explosiva, a diferencia del sodio y cloro del que está hecho. ¿Por qué? Refiriéndose a la regla del octeto, los átomos intentan obtener una configuración electrónica de gas noble, que es ocho electrones de valencia. El sodio tiene un electrón de valencia, por lo que renunciar a él daría como resultado la misma configuración de electrones que el neón. El cloro tiene siete electrones de valencia, así que si toma uno tendrá ocho (un octeto). El cloro tiene la configuración electrónica del argón cuando gana un electrón.

La regla del octeto podría haberse satisfecho si el cloro cedía los siete electrones de valencia y el sodio se los hubiera llevado. En ese caso, ambos tendrían las configuraciones electrónicas de gases nobles, con una concha de valencia completa. No obstante, sus cargos serían mucho mayores. Sería Na ^7- y Cl ⁷⁺, que es mucho menos estable que Na ⁺ y Cl ^-. Los átomos son más estables cuando no tienen carga, o una carga pequeña.

Ejemplo de enlaces iónicos

Los símbolos de punto de Lewis también se pueden usar para representar los iones en compuestos iónicos. La reacción del cesio con flúor, por ejemplo, para producir el compuesto iónico CsF se puede escribir de la siguiente manera:

No se muestran puntos en Cs ⁺ en el producto porque el cesio ha perdido su electrón de valencia simple al flúor. La transferencia de este electrón produce el ion Cs ⁺, que tiene la configuración de electrones de valencia de Xe, y el ion F ⁻, que tiene un total de ocho electrones de valencia (un octeto) y la configuración de electrones Ne. Esta descripción concuerda con la afirmación de que entre los elementos principales del grupo, los iones en compuestos iónicos binarios simples generalmente tienen las configuraciones electrónicas del gas noble más cercano. La carga de cada ion está escrita en el producto, y el anión y sus electrones están encerrados entre paréntesis. Esta notación enfatiza que los iones están asociados electrostáticamente; no se comparten electrones entre los dos elementos.

Noble Gases

The noble gases rarely form compounds. They have the most stable configuration (full octet, no charge), so they have no reason to react and change their configuration. All other elements attempt to gain, lose, or share electrons to achieve a noble gas configuration.

Summary

Lewis dot symbols can be used to predict the number of bonds formed by most elements in their compounds. One convenient way to predict the number and basic arrangement of bonds in compounds is by using Lewis electron dot symbols, which consist of the chemical symbol for an element surrounded by dots that represent its valence electrons, grouped into pairs often placed above, below, and to the left and right of the symbol. The structures reflect the fact that the elements in period 2 and beyond tend to gain, lose, or share electrons to reach a total of eight valence electrons in their compounds, the so-called octet rule. Hydrogen, with only two valence electrons, does not obey the octet rule.

Exercises

Lewis

Contributors and Attributions

• Mike Blaber (Florida State University)

• National Programme on Technology Enhanced Learning (India)