Se pueden construir tres casos que no siguen la regla del octeto y, como tales, se conocen como las excepciones a la regla del octeto. Seguir la regla del octeto para las estructuras de puntos de Lewis conduce a las representaciones más precisas de las estructuras moleculares y atómicas estables, y por eso siempre queremos usar la regla del octeto al dibujar las estructuras de puntos de Lewis. Sin embargo, es difícil imaginar que todas las moléculas puedan seguir una regla. Siempre hay una excepción, y en este caso, tres excepciones:
- Cuando hay un número impar de electrones de valencia
- Cuando hay muy pocos electrones de valencia
- Cuando hay demasiados electrones de valencia
Excepción 1: Especies con números impares de electrones
Lecciones de fisica
Circuito de configuración de la serie
La primera excepción a la regla del octeto es cuando hay un número impar de electrones de valencia. Un ejemplo de esto sería el óxido de nitrógeno (II) también llamado óxido nítrico ( ( ce {NO} ). El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia mientras que el oxígeno tiene 6. El total sería de 11 electrones de valencia para ser utilizados. La regla del octeto para esta molécula se cumple en el ejemplo anterior, sin embargo, eso es con 10 electrones de valencia. El último no sabe a dónde ir. El electrón solitario se llama un electrón no apareado. Pero, ¿dónde debe ir el electrón no apareado? colocado en la Estructura Lewis Dot para que cada elemento en la estructura tenga la carga formal más baja posible. La carga formal es la carga percibida en un átomo individual en una molécula cuando los átomos no contribuyen con el mismo número de electrones a los enlaces en los que participan .
Sin cargo formal es la situación más ideal. Un ejemplo de una molécula estable con un número impar de electrones de valencia sería el óxido nítrico. El óxido nítrico tiene 11 electrones de valencia. Si necesita más información sobre cargos formales, consulte Estructuras de Lewis. Si imaginamos que el óxido nítrico tiene diez electrones de valencia, obtendríamos la Estructura de Lewis (Figura ( PageIndex {1} )):
Veamos los cargos formales de la Figura ( PageIndex {2} ) basados en esta estructura de Lewis. El nitrógeno normalmente tiene cinco electrones de valencia. En la Figura ( PageIndex {1} ), tiene dos electrones de par solitario y participa en dos enlaces (un enlace doble) con oxígeno. Esto da como resultado que el nitrógeno tenga una carga formal de +1. El oxígeno normalmente tiene seis electrones de valencia. En la Figura ( PageIndex {1} ), el oxígeno tiene cuatro electrones de par solitario y participa en dos enlaces con el nitrógeno. Por lo tanto, el oxígeno tiene una carga formal de 0. La molécula global aquí tiene una carga formal de +1 (+1 para nitrógeno, 0 para oxígeno. +1 + 0 = +1). Sin embargo, si agregamos el undécimo electrón al nitrógeno (porque queremos que la molécula tenga la carga formal total más baja ), llevará a cero las cargas totales de nitrógeno y de la molécula, la carga formal más ideal situación. Eso es exactamente lo que se hace para obtener la estructura de Lewis correcta para el óxido nítrico (Figura ( PageIndex {2} )):
Excepción 2: Octetos incompletos
La segunda excepción a la regla del octeto es cuando hay muy pocos electrones de valencia que resultan en un octeto incompleto. Incluso hay más ocasiones en que la regla del octeto no ofrece la representación más correcta de una molécula o ion. Este es también el caso con octetos incompletos. Las especies con octetos incompletos son bastante raras y generalmente solo se encuentran en algunos compuestos de berilio, aluminio y boro, incluidos los hidruros de boro. Echemos un vistazo a uno de estos hidruros, BH 3 (Borane).
Si se hiciera una estructura de Lewis para BH 3 siguiendo las estrategias básicas para dibujar estructuras de Lewis, probablemente se obtendría esta estructura (Figura ( PageIndex { 2} )):
El problema con esta estructura es que el boro tiene un octeto incompleto; solo tiene seis electrones a su alrededor. Naturalmente, los átomos de hidrógeno solo pueden tener 2 electrones en su capa más externa (su versión de un octeto), y como tal no hay electrones de repuesto para formar un doble enlace con boro. Uno podría suponer que el fracaso de esta estructura para formar octetos completos debe significar que este enlace debe ser iónico en lugar de covalente. Sin embargo, el boro tiene una electronegatividad que es muy similar al hidrógeno, lo que significa que es probable que haya muy poco carácter iónico en los enlaces de hidrógeno a boro y, como tal, esta estructura de Lewis, aunque no cumple con la regla del octeto, es probablemente la mejor estructura posible por representar BH 3 con la teoría de Lewis. Una de las cosas que pueden explicar el octeto incompleto de BH 3 es que comúnmente es una especie transitoria, formada temporalmente en reacciones que involucran múltiples pasos.
Echemos un vistazo a otra situación de octeto incompleta relacionada con el boro, BF 3 (Trifluorina de boro). Al igual que con BH 3 , el dibujo inicial de una estructura de Lewis de BF 3 formará una estructura donde el boro solo tiene seis electrones a su alrededor (Figura ( PageIndex {4} ) )
Si observa la Figura ( PageIndex {4} ), puede ver que los átomos de flúor poseen pares solitarios adicionales que pueden usar para hacer enlaces adicionales con boro, y podría pensar que todo lo que tiene que hacer es haga un par solitario en un enlace y la estructura será correcta. Si agregamos un doble enlace entre el boro y uno de los flúor, obtenemos la siguiente Estructura de Lewis (Figura ( PageIndex {5} )):
¡Cada flúor tiene ocho electrones, y el átomo de boro también tiene ocho! Cada átomo tiene un octeto perfecto, ¿verdad? No tan rapido. Debemos examinar los cargos formales de esta estructura. El flúor que comparte un enlace doble con boro tiene seis electrones a su alrededor (cuatro de sus dos pares de electrones solitarios y uno de cada uno de sus dos enlaces con boro). Este es un electrón menos que el número de electrones de valencia que tendría naturalmente (los elementos del Grupo Siete tienen siete electrones de valencia), por lo que tiene una carga formal de +1. Las dos harinas que comparten enlaces simples con boro tienen siete electrones a su alrededor (seis de sus tres pares solitarios y uno de sus enlaces únicos con boro). Esta es la misma cantidad que el número de electrones de valencia que tendrían solos, por lo que ambos tienen una carga formal de cero. Finalmente, el boro tiene cuatro electrones a su alrededor (uno de cada uno de sus cuatro enlaces compartidos con el flúor). Este es un electrón más que el número de electrones de valencia que el boro tendría por sí solo, y como tal el boro tiene una carga formal de -1.
Esta estructura está respaldada por el hecho de que la longitud de enlace determinada experimentalmente de los enlaces de boro a flúor en BF 3 es menor de lo que sería típico para un enlace simple (ver Orden de enlace y Longitudes). Sin embargo, esta estructura contradice una de las principales reglas de las cargas formales: se supone que las cargas formales negativas se encuentran en los átomos más electronegativos en un enlace, pero en la estructura representada en la Figura ( PageIndex {5 } ), se encuentra una carga formal positiva en el flúor, que no solo es el elemento más electronegativo en la estructura, sino el elemento más electronegativo en toda la tabla periódica ( ( chi = 4.0 ) ) El boro, por otro lado, con la electronegatividad mucho más baja de 2.0, tiene la carga formal negativa en esta estructura. Este desacuerdo formal de carga-electronegatividad hace que esta estructura de doble enlace sea imposible.
Sin embargo, la gran diferencia de electronegatividad aquí, a diferencia de BH 3 , significa enlaces polares significativos entre el boro y el flúor, lo que significa que hay un alto carácter iónico en esta molécula. Esto sugiere la posibilidad de una estructura semiiónica como se ve en la Figura ( PageIndex {6} ):
Ninguna de estas tres estructuras es la estructura “correcta” en este caso. La estructura más “correcta” es probablemente una resonancia de las tres estructuras: la que tiene el octeto incompleto (Figura ( PageIndex {4} )), la que tiene el doble enlace (Figura ( PageIndex {5} )), y el que tiene el enlace iónico (Figura ( PageIndex {6} )). La estructura más contribuyente es probablemente la estructura de octeto incompleta (debido a que la Figura ( PageIndex {5} ) es básicamente imposible y la Figura ( PageIndex {6} ) no coincide con el comportamiento y las propiedades de BF 3 ). Como puede ver incluso cuando existen otras posibilidades, los octetos incompletos pueden representar mejor una estructura molecular.
Como nota al margen, es importante tener en cuenta que BF 3 con frecuencia se une con un ion F – para formar BF 4 – en lugar de quedarse como BF 3 . Esta estructura completa el octeto de boro y es más común en la naturaleza. Esto ejemplifica el hecho de que los octetos incompletos son raros, y otras configuraciones son típicamente más favorables, incluida la unión con iones adicionales como en el caso de BF 3 .
Excepción 3: Conchas de valencia expandidas
Más comunes que los octetos incompletos son los octetos expandidos donde el átomo central en una estructura de Lewis tiene más de ocho electrones en su capa de valencia. En octetos expandidos, el átomo central puede tener diez electrones, o incluso doce. Las moléculas con octetos expandidos involucran átomos terminales altamente electronegativos y un átomo central no metálico que se encuentra en el tercer período o menos , al que se unen esos átomos terminales. Por ejemplo, (PCl_5 ) es un compuesto legítimo (mientras que (NCl_5 )) no lo es:
La regla ‘octeto’ se basa en n s yn p orbitales para electrones de valencia (2 electrones en los orbitales s y 6 en los p orbitales). Comenzando con el número cuántico principal n = 3, los orbitales d están disponibles ( l = 2). El diagrama orbital para la capa de valencia del fósforo es:
Por lo tanto, los elementos del tercer período ocasionalmente exceden la regla del octeto al usar sus orbitales d vacíos para acomodar electrones adicionales. El tamaño también es una consideración importante:
- Cuanto más grande es el átomo central, mayor es el número de electrones que pueden rodearlo
- Las capas de valencia expandidas ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a átomos electronegativos pequeños, como F, Cl y O.
Actualmente hay mucha exploración científica e investigación sobre la razón por la cual se encuentran conchas de valencia expandidas. El área principal de interés es averiguar dónde se encuentran los pares adicionales de electrones. Muchos químicos piensan que no hay una gran diferencia de energía entre los orbitales 3p y 3d, y como tal es posible que electrones adicionales llenen fácilmente el orbital 3d cuando un octeto expandido es más favorable que tener un octeto completo. Sin embargo, este asunto aún está en debate e incluso hay un debate sobre qué hace que un octeto expandido sea más favorable que una configuración que sigue la regla del octeto.
Una de las situaciones en las que las estructuras de octeto expandido se tratan como más favorables que las estructuras de Lewis que siguen la regla del octeto es cuando las cargas formales en la estructura del octeto expandido son más pequeñas que en una estructura que se adhiere a la regla del octeto, o cuando son cargas menos formales en el octeto expandido que en la estructura una estructura que se adhiere a la regla del octeto.
Resumen
Seguir la regla del octeto para las estructuras de puntos de Lewis conduce a las representaciones más precisas de las estructuras moleculares y atómicas estables y por eso siempre queremos usar la regla del octeto al dibujar las estructuras de puntos de Lewis. Hay tres excepciones: (1) Cuando hay un número impar de electrones de valencia, (2) Cuando hay muy pocos electrones de valencia y (3) cuando hay demasiados electrones de valencia
Referencias
- Petrucci, Ralph H .; Harwood, William S .; Arenque, F. G .; Madura, Jeffrey D. Química general: principios y aplicaciones modernas . Novena ed. Nueva Jersey. Pearson Education, Inc. 2007.
- Moore, John W .; Stanitski, Conrad L. ; Jurs, Peter C. Química; La ciencia molecular . 2da ed. 2004.
Colaboradores
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Mike Blaber ( Florida State University )