Cómo averiguar estructuras de Lewis por la regla del octeto

La regla del octeto surge de una teoría que enunció hace más de cien años el fisicoquímico Gilbert Newton Lewis según la cual los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable semejante a la de los gases nobles, los cuales tienen 8 electrones en su capa de valencia, y de ahí el nombre de “octeto”. Esta es precisamente la regla del octeto.​

La regla es aplicable a la creación de enlaces entre los átomos para formar moléculas y es muy útil a la hora de predecir la forma geométrica de las moléculas cuando además de la regla de Lewis se tiene en cuenta las reglas de la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. La regla del octete en las moléculas consiste en que los átomos de estas forman enlaces entre sí usando dos electrones por enlace y de manera que cada átomo quede rodeado por 8 electrones.

Ahora bien, este regla, como casi todas las reglas, tiene sus excepciones. Para empezar, el elemento hidrógeno (importantísimo porque puede combinarse con prácticamente todos los demás elementos químicos) cumple el “espíritu· de la regla del octeto (que es tener estabilidad en una molécula) cuando se rodea de 2 electrones, no de 8. En segundo lugar, hay elementos muy habituales como el fósforo, el azufre, el selenio o el silicio que forman moléculas estables sin rodearse de 8 electrones, sino de más (10, 12…). Se dice que forman octetos ampliados o expandidos. En general, esto les sucede a todos los elementos no metálicos a partir del tercer periodo (incluido). Y algunos elementos como el boro o el aluminio solo pueden rodearse en sus combinaciones de 6 electrones.

Existe una forma muy gráfica de entender el funcionamiento de la regla del octeto en las moléculas y es la llamada “representación de puntos” o estructuras de Lewis de las moléculas. En lo que sigue se explican algunas estrategias para proponer representaciones de este tipo. Los “puntos” son los electrones de los átomos. Por ejemplo, esta es una representación de puntos para el CO₂ que cumple la regla del octeto de Lewis.

Como se ve, cada átomo queda rodeado de 8 electrones (sean aportados por él o por el átomo con el que se enlaza).

Cómo escribir estructuras de Lewis aceptables

El hecho de que la regla del octeto tenga tantas excepciones hace que sea difícil explicar una única estrategia para escribir estructuras que sean razonables y se adapten a lo que se observa experimentalmente. No obstante, pueden darse instrucciones generales que sean útiles para la mayoría de los casos que se presentan a los estudiantes. Estos pasos son recomendables:

• 1. Contar el número total de electrones (“puntos”) de los que se dispone y que habrá que colocar alrededor de los átomos. Estos electrones son los de valencia de los átomos. (En los no metales, los electrones de valencia son los que se encuentran en la capa más externa, es decir, la que tiene número cuántico principal más alto). Dividiendo el número obtenido por 2 se obtiene, lógicamente, un número de pares de electrones disponibles. Hay que tener en cuenta que si la estructura de Lewis que se pretende construir es un anión hay que sumar tantos electrones como carga tiene el anión (por ejemplo, para el CO₃²⁻ ya que sumar 2 electrones). Y si es un catión, análogamente habrá que restar los correspondientes electrones según la carga que tenga el anión (por ejemplo, si es 2+ hay que quitar dos electrones).
• 2. Se elige el átomo central. Normalmente, en una molécula es átomo central aquel del que solo hay uno. Suele ser también el menos electronegativo (sin contar el H, que nunca es átomo central; tampoco suelen serlo los halógenos). En muchas ocasiones está escrito el primero en la fórmula química. Si la molécula solo tiene dos átomos, no hay propiamente átomo central.
• 3. Se disponen todos los átomos periféricos alrededor del central. La posición de cada uno de ellos no es importante, ya que la regla del octeto por sí sola no predice geometrías moleculares. Solo se trata de visualizar cómo los átomos periféricos se podrían conectar con el central.
• 4. Empezar a utilizar los pares de electrones de los que se dispone para formar enlaces sencillos (un par por enlace). En moléculas no muy complicadas estos enlaces se forman entre el átomo central y los que lo rodean. Si hay átomos de O y de H a veces es posible que estén unidos, pero otras veces tanto H como O se unen al átomo central.
• 5. Tratar de situar los pares de electrones que sobren alrededor de los átomos periféricos de modo que se cumpla para todos ellos la regla del octeto (el H solo necesita dos electrones alrededor).
• 6. Los electrones que sobren (en su caso), colocarlos alrededor del átomo central; esto supondrá que se formen enlaces múltiples (dobles o triples).
• 7. Si el átomo central tiene menos electrones que el octeto, usa pares solitarios de átomos terminales para formar enlaces múltiples (dobles o triples) con el átomo central. Esto no cambiará el número de electrones en los átomos terminales.
• 8. Si es posible, tratar de que ningún átomo quede con electrones desapareados y si “carga”. Un átomo tendrá carga si los electrones que tiene en la molécula difieren de los que tiene en solitario en su capa de valencia. Para hacer la cuenta, los electrones que tiene en la molécula se considera que son los que no comparte con otros átomos y, de los que comparte, la mitad.

Estas reglas no necesariamente se tienen que aplicar todas en todos los casos. Veamos algunos ejemplos.

H₂O

• Debido a que los átomos de H son casi siempre terminales, la disposición dentro de la molécula debe ser HOH.
• Cada átomo de H (grupo 1) tiene 1 electrón de valencia, y el átomo de O (grupo 16) tiene 6 electrones de valencia. En total disponemos de 8 electrones, es decir, 4 pares.
• Se coloca un par de electrones de unión entre el átomo de O y cada átomo de H:
  H : O : H.
  Con esto hemos colocado 2 de los 4 pares. Nos quedan 2 pares.
• Agregamos los 2 pares de electrones restantes al oxígeno (como dos pares solitarios). Con eso queda la siguiente estructura:

Como se ve, cumple bien el modelo de Lewis, pues el O queda rodeado de 8 electrones y cada H de 2.

Molécula ion OCl^–

• No hay átomo central propiamente dicho, pues solo hay dos átomos.
• El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y el cloro 7, pero debemos agregar uno más por la carga negativa de este ion. En total hay que colocar 14 electrones, es decir, 7 pares.
• Ponemos un de los pares entre los dos átomos; este par será un enlace sencillo entre O y Cl. Nos queda por colocar 6 pares.
• Si colocamos tres pares alrededor de cada átomo se cumplirá el modelo de Lewis:

La estructura de Lewis se dibuja dentro de corchetes para indicar que el conjunto es un ion y señalar su carga. Puede entenderse que efectivamente es un ion mediante el siguiente razonamiento. Al Cl le “pertenecen” 7 electrones: los seis de los tres pares que no sirven para enlazar y uno de los dos del par de enlace; como el elemento Cl tiene 7 electrones de valencia se puede considerar que en esta molécula no tiene carga. Sin embargo el elemento O tiene 6 electrones de valencia, pero en esta molécula tiene 7 (los seis de los pares de no enlace más uno del par de enlace), lo que supone una carga negativa.

CH₂O

Como el carbono es menos electronegativo que el oxígeno y el hidrógeno es normalmente terminal, C debe ser el átomo central. Una posible disposición es la siguiente:

Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón de valencia, el carbono tiene 4 electrones de valencia y el oxígeno tiene 6 electrones de valencia. En total hay, pues, [(2) (1) + 4 + 6 ] = 12 electrones = 6 pares disponibles.

Se colocar un par de electrones entre cada uno de los átomos periféricos y el átomo central (podemos denotar estos pares de electrones mediante rayitas, pues así se hace habitualmente, ya que cada par de electrones entre dos átomos es un enlace entre ellos):

Nos queda por colocar 3 pares de electrones. Como el H cumple el modelo del octeto particular para él colocamos los tres pares de electrones alrededor del otro átomo periférico, el O. Obtendríamos esto:

Pero vemos que aunque el oxígeno ahora tiene un octeto el carbono tiene solo 6 electrones. Lo que hacemos es cambiar la posición de uno de los pares del O para colocarlo entre el O y el C. esto no afecta al octeto del O y confiere octeto al C. La operación supone crear un doble enlace C=O:

Se podría dibujar una estructura alternativa con un H unido a un O, pero eso crearía cargas en los átomos, y en general son más estables las estructuras que no las tienen.

HNO₃

Este ejemplo sirve para tener presente algo que es importante a la hora de escribir una estructura de Lewis que sea verdaderamente representativa de la molécula. Y es que es necesario tener información sobre su estructura geométrica real a partir de datos de difracción de rayos X o espectrales. Si no conocemos estos datos, la estructura de Lewis del HNO₃ podría ser esta:

Eso supondría que dos de los enlaces del N con el O (los dobles) serían iguales y, por tanto, tendrían la misma longitud. Sin embargo, se sabe que no es así. Los datos estructurales de esta molécula conocidos experimentalmente son estos:

Eso descarta la estructura inicialmente propuesta, pudiendo plantearse otras como esta:

Esto nos lleva al concepto de la resonancia. Para muchas moléculas se pueden proponer varias estructuras de Lewis. Cada una de ellas probablemente no coincidirá con la experimental, pero sí lo hará en mayor grado la “superposición” de todas ellas, que es lo que se llama el híbrido de resonancia.  Dos de esas estructuras para el HNO₃ podrían representarse de este modo:

Cr(CO)₆

Se pueden proponer estructuras de Lewis para moléculas más complejas. Por ejemplo, la siguiente esta sería la del complejo Cr(CO)₆. Hay que tener en cuenta en total 66 electrones de valencia (6 del Cr, 24 de los C y 36 de los O).

Fuentes

• 10.4: Writing Lewis Structures – Chemistry LibreTexts
• ·P. Atkins: Química general; ediciones Omega, 1992.