Cómo dibujar estructuras de Lewis con excepciones a la regla del octeto

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Las estructuras de Lewis son representaciones de compuestos químicos basadas en la distribución de los electrones de valencia de los distintos átomos que las conforman. Estas estructuras sirven tanto para predecir como para explicar las estructuras de distintos compuestos, así como su geometría molecular, lo que lleva a importantes predicciones acerca de la polaridad, solubilidad, puntos de fusión y ebullición y otras propiedades importantes.

Ya cubrimos en un artículo anterior el procedimiento detallado para dibujar las estructuras de Lewis de compuestos cuyos átomos satisfacen la regla del octeto. El presente busca mostrar cómo dibujar las estructuras de Lewis en compuestos que no cumplen dicha regla por una de tres razones diferentes:

  • Que posean un número impar de electrones.
  • Que posean un octeto incompleto.
  • Que posean un octeto expandido.

Repaso del procedimiento para dibujar estructuras de Lewis

Como vimos en nuestro primer artículo sobre las estructuras de Lewis, el procedimiento para dibujarlas consta de seis pasos. A continuación, se presenta un resumen corto de estos pasos ya la mayoría se aplica, con algunas modificaciones, en los casos en que el compuesto no cumple con la regla del octeto.

  • Paso1: Contar el número total de electrones de valencia. Este paso involucra multiplicar el número de átomos de cada tipo por el número de electrones de valencia de su grupo en la tabla periódica y luego restar la carga total de la especie química (en caso de tratarse de un ion).
  • Paso 2: Escribir la estructura fundamental de la molécula. Esto significa repartir los átomos para asignar la conectividad entre ellos. Lo común es que el átomo menos electronegativo siempre se ubica en el centro (a menos de que sea hidrógeno) mientras que los más electronegativos se ubican en la periferia.
  • Paso 3: Dibujar enlaces covalentes sencillos entre todos los átomos que se encuentren enlazados entre sí. Si se trata de un compuesto covalente, todos los átomos deben presentar por lo menos un enlace covalente simple con algún átomo vecino.
  • Paso 4: Completar los octetos con los electrones de valencia restantes, comenzando por los más electronegativos. Este paso busca cumplir la regla del octeto en primer lugar para los átomos con la mayor tendencia a retener electrones que son aquellos con la electronegatividad más alta.
  • Paso 5: Completar el octeto del átomo central formando enlaces pi si es necesario. Solo una vez se haya satisfecho la regla del octeto para los átomos electronegativos se considera completarlo para los átomos menos electronegativos. Si ya no hay electrones para repartir, entonces esto se logra compartiendo con el átomo central un par de electrones de algún átomo vecino.
  • Paso 6: Calcular cargas formales. Uno de los criterios importantes de estabilidad de una estructura de Lewis es la distribución de las cargas formales. Por esta razón, siempre es aconsejable determinar y dibujar en la estructura la carga formal de cada átomo. Además, la suma de todas las cargas formales debe ser igual a la carga neta de la molécula o ion en cuestión, por lo que representa una forma práctica de verificar que la estructura posea el número correcto de electrones de valencia. La fórmula para calcular carga formal es C.F.=electrones de valencia – electrones no compartidos -1/2 de electrones compartidos.

Las excepciones de la regla del octeto

Como se puede ver en el apartado anterior, al dibujar una estructura de Lewis, los principales criterios a tener en cuenta al momento de repartir los electrones de valencia son la electronegatividad y la regla del octeto, lo cual se verifica en los pasos 4 y 5. Sin embargo, hay situaciones en las que esto no es posible, como por ejemplo cuando el número total de electrones es impar, lo que imposibilita que todos los átomos estén rodeados de 8 electrones.

Otra situación similar ocurre cuando el número de electrones de valencia simplemente no es suficiente para completar el octeto de todos los átomos. Por otro lado, hay situaciones en las que hay demasiados electrones de valencia y no se puede dibujar una estructura coherente sin violar la regla del octeto.

A continuación, se presentan tres ejemplos de estructuras de Lewis en las que no se cumple la regla del octeto, y cómo proceder en dichos casos.

Número impar de electrones

La situación más sencilla en la que se reconoce que no se puede cumplir la regla del octeto sucede cuando hay un número impar de electrones. Un ejemplo de estos compuestos son el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2). Veamos cómo se dibujaría la estructura de Lewis del segundo siguiendo los pasos anteriormente descritos:

Paso 1:

El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el oxígeno tiene 6, por lo que el número total de electrones de valencia es 1 x ( 5 ) + 2 x ( 6 ) = 17 e.V.

Como se puede observar, el número de electrones es impar, por lo que es imposible completar el octeto a los tres átomos de la molécula.

Paso 2:

El nitrógeno es menos electronegativo que el oxígeno, así que se puede plantear una estructura en la que el nitrógeno está en el centro rodeado de los dos átomos de oxígeno:

Estructuras de Lewis

Paso 3:

Ahora colocamos enlaces simples entre cada oxígeno y el nitrógeno.

Estructuras de Lewis

Paso 4:

Hasta ahora hemos dibujado solo 4 electrones de valencia los cuales se encuentran en los dos enlaces sigma. Esto significa que aún disponemos de 13 electrones para repartir entre los tres átomos. Primero completamos el octeto de los dos oxígenos, lo cual lleva 12 electrones, por lo que el último se le coloca al nitrógeno.

Estructuras de Lewis

Paso 5:

El nitrógeno posee tan solo 5 electrones a su alrededor, por lo que tiene un octeto muy incompleto. El siguiente paso consiste en que uno de los dos oxígenos ceda un par de electrones para formar enlace pi, contribuyendo así con dos electrones más. Esto lleva al nitrógeno a 7 electrones, mientras que ambos oxígenos tienen octetos completos.

Estructuras de Lewis

Existen dos estructuras adicionales en las que el oxígeno que posee un solo enlace simple cede uno de sus electrones para formar, junto con el electrón desapareado del nitrógeno, un segundo enlace pi entre estos dos átomos. Sin embargo, estas estructuras poseen el electrón desapareado y el octeto incompleto sobre átomos de oxígeno en lugar de nitrógeno, lo cual es desfavorable.

Paso 6:

El cálculo de la carga formal se lleva a cabo para cada átomo que tenga un entorno electrónico diferente, en este caso, para los tres átomos:

C.F.Oxígeno con enlace simple = 6 – 6 – ½ x 2 = -1

C.F.Oxígeno con enlace doble = 6 – 4 – ½ x 4 = 0

C.F.Nitrógeno = 5 – 1 – ½ x 6 = +1

En la siguiente figura se muestran las dos estructuras de Lewis finales del dióxido de nitrógeno.

Estructuras de Lewis

Octetos incompletos

Muchos compuestos poseen un átomo que no llega a completar el octeto bien sea porque no hay suficientes electrones o porque el completarlo resulta desfavorable ya que proporcionaría una carga positiva sobre un átomo muy electronegativo. Un ejemplo típico del primer caso es el borano (BH3) y del segundo es el trifluoruro de boro (BF3).

Veamos cómo se construye la estructura de Lewis del segundo para ilustrar estructuras que poseen un octeto incompleto a pesar de poseer electrones suficientes para completarlos.

Paso 1:

El flúor tiene 7 electrones de valencia y el boro tiene 3, por lo que el número total de electrones de valencia es 3 x ( 7 ) + 1 x ( 3 ) = 24 e.V.

Paso 2:

El boro es menos electronegativo que el flúor, así que se plantea una estructura en la que el boro está en el centro rodeado de los tres átomos de flúor:

Estructuras de Lewis

Paso 3:

Ahora colocamos enlaces simples entre cada flúor y el boro.

Estructuras de Lewis

Paso 4:

Nos sobran aún 18 electrones de valencia para repartir (ya que 6 de ellos están en los enlaces simples). Estos los utilizamos para completar el octeto a los tres átomos de flúor que son los más electronegativos.

Estructuras de Lewis

Paso 5:

Como se puede observar, los átomos de flúor todos poseen su octeto lleno pero el boro no. En este paso, deberíamos tomar un par de electrones no compartidos de cualquiera de los tres átomos de flúor para formar un enlace pi. Esto daría como resultado tres estructuras de resonancia que serían:

Estructuras de Lewis

En las tres estructuras de resonancia se cumple el octeto para todos los átomos presentes, lo cual es deseable y es la finalidad del paso 5. Sin embargo, en el siguiente paso sale a relucir un problema considerable que aún no hemos tomado en cuenta.

Paso 6:

Hay tres tipos distintos de átomos con entornos electrónicos diferente, dos de ellos flúor y el tercero el átomo de boro:

C.F.Flúor con enlace simple = 7 – 6 – ½ x 1 = 0

C.F.Flúor con enlace doble = 7 – 4 – ½ x 4 = +1

C.F.Boro = 3 – 0 – ½ x 8 = -1

En la siguiente figura se muestran las tres estructuras de resonancia con las cargas formales.

Estructuras de Lewis

El problema de estas estructuras es que todas ellas poseen un átomo de flúor con una carga parcial positiva mientras que el boro tiene carga negativa. Considerando que el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica, es muy difícil que el boro sea capaz de quitarle suficiente densidad electrónica para dejar al flúor con carga positiva.

Por esta razón, ninguna de estas tres estructuras de resonancia tiene alguna probabilidad de representar adecuadamente al BF3. En consecuencia, es mucho más probable que la estructura correcta sea la que dibujamos en el paso 3 la cual posee un boro con el octeto incompleto.

Octetos expandidos

Así como existen casos en los que las diferencias de electronegatividades y las cargas formales hacen que las estructuras con octetos incompletos sean preferibles a las que cumplen dicha regla, lo mismo puede suceder en el sentido contrario. A veces sucede que, en un compuesto, todos los átomos cumplen la regla del octeto luego del paso 3, pero al calcular las cargas formales se observa una gran separación de carga que puede aligerarse formando enlaces pi adicionales, rodeando, por lo tanto, al átomo central de más de 8 electrones.

Este tipo de violación de la regla del octeto solo se puede dar en elementos del tercer periodo en adelante, ya que la única forma de expandir su octeto es que el átomo aún tenga orbitales atómicos desocupados en los que pueda alojar a los electrones adicionales. Esto solo sucede para átomos que tengan orbitales d desocupados en su capa de valencia, y, por las reglas de los números cuánticos, esto solo es posible para elementos cuya capa de valencia esté en el tercer nivel de energía o más.

Un ejemplo típico de esta situación es el ion sulfato (SO42-). En este caso, tanto el oxígeno como el azufre poseen 6 electrones de valencia cada uno, así que el número total de electrones es 5 x ( 6 ) – (–2) = 32 e.V, donde se restó la carga del ion que es –2.

Si siguiéramos los 6 pasos al pie de la letra para construir la estructura de este ion, obtendríamos lo siguiente:

Estructuras de Lewis

A pesar de que en esta estructura todos los átomos cumplen la regla del octeto, el problema más importante es que hay una separación demasiado grande de cargas formales. De hecho, no solamente sucede que todos los átomos tienen cargas formales diferentes de cero, sino que, además, el átomo de azufre central tiene una carga de +2. Todo esto hace que esta estructura sea considerablemente inestable.

Sin embargo, este problema se puede resolver fácilmente al considerar que el azufre, al pertenecer al tercer periodo, tiene la posibilidad de expandir su octeto por medio de sus orbitales 3d vacíos. Hoy en día se acepta que la estructura real del ion sulfato es el híbrido de resonancia entre todas las distintas estructuras de Lewis que se pueden plantear en las que el azufre forma dos enlaces dobles y dos simples con los átomos de oxígeno, como se muestra en las siguientes estructuras:

Estructuras de Lewis

Referencias

Brown, T. (2021). Química: La Ciencia Central (11ra ed.). Londres, Inglaterra: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., López, P. S., & Herranz, Z. R. (2020). Química (10ma ed.). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Exceptions to the Octet Rule. (2021, June 16). Recuperado de https://chem.libretexts.org/@go/page/25290

Lever, A. B. P. (1972). Lewis structures and the octet rule. An automatic procedure for writing canonical forms. Journal of Chemical Education, 49(12), 819. Recuperado de https://sci-hub.do/https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed049p819

Lumen. (s. f.). Exceptions to the Octet Rule | Chemistry for Non-Majors. Recuperado de https://courses.lumenlearning.com/cheminter/chapter/exceptions-to-the-octet-rule/

Mott, V. (s. f.). Odd-Electron Molecules | Introduction to Chemistry. Recuperado de https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/odd-electron-molecules/

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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