La teoría del octeto, más conocida como regla del octeto, sostiene que los elementos tienden a unirse a otros elementos adoptando una configuración electrónica con ocho electrones en la capa de valencia.
Sin embargo, aunque se puede aplicar ampliamente a muchos elementos, no es un criterio preciso ni fiable en todas las situaciones, por lo que se debe entender como un conocimiento práctico para algunas moléculas más que una ley o teoría química.
A continuación encontrarás una explicación sobre la regla del octeto, el concepto qué hay detrás de esta regla, como se explica y algunos ejemplos.
Índice de contenido
Definición y concepto de la regla del octeto
El concepto de la regla del octeto proviene de la observación de los compuestos de coordinación de finales del siglo XIX y principio del XX.
En 1904, Richard Abegg estudió estos compuestos y formuló la conocida como regla de Abegg, que sostenía que la diferencia entre la valencia positiva máxima y la negativa mínima a menudo era 8, y clasificó los elementos que participan en los compuestos de coordinación como aceptores o dadores de electrones.
La regla de Abegg sería la base posterior de la regla del octeto y teoría del enlace de valencia, formulada por Lewis y Kossel en 1916, y también sería la base del concepto actual de oxidación y reducción.
La regla del octeto hace referencia a la tendencia de los átomos a completar su capa de valencia con ocho átomos. Si tienen más o menos, tenderán a reaccionar con otros átomos para completar los ocho electrones de valencia y formar compuestos más estables.
A menudo, la regla del octeto se compara con la configuración electrónica de los gases nobles. Los gases nobles cuentan con ocho electrones en su capa de valencia y por eso entre sus propiedades destacan una gran estabilidad y poca reactividad.
En este sentido, la regla del octeto se puede enunciar como la tendencia de los elementos a combinarse con otros cediendo, aceptando o compartiendo electrones, hasta adquirir una configuración electrónica los más cercana a la configuración electrónica de los gases nobles.
Es importante señalar que al hablar de la regla del octeto solo se tienen en cuenta los orbitales s y p, no los orbital d y f, lo que hace que sea aplicable a la mayoría de elementos, excepto a los metales de transición.
El octeto, por tanto, hace referencia a una configuración electrónica que termina en s2p6 en el último nivel de energía (el orbital más externo), lo que se denomina configuración electrónica o capa cerrada. La capa de valencia queda completa en el nivel energético más externo (capa de valencia).
Ejemplos y estructura de Lewis
La regla del octeto se ve fácilmente en la representación de la estructura de Lewis, también llamada diagrama de Lewis o diagrama de puntos.
La estructura de Lewis es una representación gráfica de los electrones de valencia de los átomos y enlaces que intervienen en una molécula. Los electrones individuales se representan como puntos.
A menudo se utiliza el guión para representar dos electrones compartidos en un enlace covalente.
Regla del octeto en el dióxido de carbono
Veamos la molécula del dióxido de carbono (CO2) como ejemplo de la regla del octeto en enlaces covalentes. En este tipo de enlaces, los electrones son compartidos entre dos átomos, por lo que se cuentan dos veces, una para cada átomo.
En la molécula de CO2, el carbono se une a dos átomos de oxígeno mediante un enlace doble con cada uno. El carbono comparte un total de cuatro electrones, dos con cada átomo de oxígeno, y cada átomo de oxígeno comparte a su vez dos electrones con el átomo de carbono.
Cada oxígeno queda rodeado por ocho electrones y el carbono también, cumpliendo así la regla del octeto.
Regla del octeto en el cloruro sódico
El cloruro sódico (ClNa) se une mediante un enlace iónico. El sodio cede un electrón al cloro. El átomo de cloro queda con ocho electrones a su alrededor y el sodio también.
La configuración electrónica del cloro en su capa de valencia es 3s2 3p5, y al aceptar el electrón y formar el anión cloro (Cl–) pasa a 3s2 3p6. La capa de valencia del sodio es 3s1, al ceder el único electrón de esta capa, queda 2s2 2p6.
La energía de ionización del cloro es -328.8 kJ/mol, la del sodio es +495.8 kJ/mol. La diferencia sería +167 kJ/mol, energía que es ampliamente superada por la energía reticular del cloruro sódico (−786 kJ/mol), por lo que cumplir la regla del octeto lleva a una situación de menor energía y, por tanto, más estable.
Excepciones a la regla del octeto
Los átomos siguen la regla del octeto, como se ha explicado, porque siempre tienden a la configuración electrónica energéticamente más estable.
Sin embargo es aplicable solo a los elementos del grupo principal (también llamados elementos representativos), que abarca los bloques s y p de la tabla periódica. Quedan fuera los bloques d y f. Es decir, quedan fuera todos los metales de transición y grupos internos.
Y dentro de los bloques s y p tampoco se cumple la regla del octeto en todos los elementos. En general se cumple a partir del tercer período. Elementos como el hidrógeno, el fósforo, el azufre, el Selenio o el Silicio no cumplen la regla del octeto.