Regla del octeto y estructuras de Lewis:
A los gases
nobles también se les llama inertes…..
reflexiona…..
Son elementos
muy estables y hoy sabemos que esa estabilidad es gracias a que en su capa de
valencia cuentan con ocho electrones,
por lo tanto en su estado normal no se combinan con otros elementos para formar
compuestos, ya que al estar su capa de valencia llena adquiere dicha
estabilidad; en cambio los átomos de otros elementos sí se combinan con otros
átomos perdiendo, ganando o compartiendo electrones de valencia, tendiendo a
completar ocho electrones en su
último nivel de energía. Esta idea de
completar el nivel de energía logrando una máxima estabilidad se conoce como regla del octeto.
Algunos
elementos químicos son las excepciones a la regla del octeto porque, o no
completan los ocho electrones en la capa de valencia o superan esta
cantidad. Así se tiene:
- El hidrógeno al igual que el litio, son elementos
que cumplen la regla del dueto ya que tan solo son estables con dos
electrones, por lo que modifican su configuración electrónica para
parecerse al helio.
- Elementos con octeto incompleto, como el berilio
y el boro, con sólo cuatro y seis electrones, respectivamente son
estables.
- Elementos con octeto expandido, como el fósforo y
el azufre, pueden completar 10, 12 y hasta 14 3l3ctrones.
La ganancia o
pérdida de electrones puede suceder de la siguiente manera:
- Un metal puede perder de uno a tres electrones
para formar un catión con la estructura del gas noble que lo antecede en
la tabla.
- Un no metal puede ganar de uno a tres electrones
para formar un anión con la estructura del gas noble siguiente.
- Los átomos (usualmente dos no metales) pueden
compartir electrones con otros átomos para alcanzar el número de
electrones del gas noble siguiente en la tabla.
Los dos
primeros casos se completan uno al otro para formar compuestos iónicos. El tercer caso produce compuestos covalentes.
Esta regla del
octeto tiene sus limitaciones, pues hay muchos ejemplos de compuestos
covalentes que no la siguen, como los cloruros de berilio y de boro. Por otro
lado, esto se presenta también en algunas moléculas en las cuales el átomo
central presenta más de ocho electrones a su alrededor, como cuando un átomo
forma parte de cuatro enlaces. Ejemplos
característicos de este caso son el pentacloruro de fósforo (PCl5) y
el hexafluoruro de azufre (SF6) como el fósforo tiene 10 electrones
a su alrededor y el azufre 12, en estos casos se habla de que ocurre una
expansión del octeto.
Estructuras de
Lewis:
Gilbert Lewis
propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de
visualizar como se transfieren o comparten electrones en un enlace químico
cuando los átomos se unen. Éstos se
colocan alrededor del símbolo del elemento y se recomienda seguir los siguientes
pasos:
- Escribir el símbolo del elemento el cual
representa la núcleo y a todos los electrones internos.
- Se escribe la configuración electrónica y se
cuentan los electrones que están en el último nivel energético.
- Cada lado del símbolo (arriba, abajo, izq., der.)
representa un orbital.
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