6. Símbolos de Lewis y el octeto | 🔗 Enlace químico | Joseleg

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Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, que, para la mayoría de los átomos, son los que se encuentran en la capa más externa ocupada. El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una manera simple de mostrar los electrones de valencia en un átomo y rastrearlos durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de puntos de electrones de Lewis o simplemente símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consta del símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia. El azufre, por ejemplo, tiene la configuración electrónica Ne3s²3p⁴ y, por lo tanto, seis electrones de valencia.

Figura 6‑1. Modelo de puntos de Lewis para el átomo de azufre

Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo (arriba, abajo, izquierda y derecha) y cada lado puede acomodar hasta dos electrones. Los cuatro lados son equivalentes, lo que significa que la elección de en qué lado colocar dos electrones en lugar de uno es arbitraria. En general, separamos los puntos tanto como sea posible. En el símbolo de Lewis para S, por ejemplo, preferimos la disposición de puntos que se muestra en lugar de la disposición que tiene dos electrones en tres de los lados y ninguno en el cuarto.  Las configuraciones electrónicas y los símbolos de Lewis para los elementos del grupo principal de los períodos 2 y 3 se muestran en la tabla:

Tabla 6‑1. Configuraciones electrónicas y modelos de punto de Lewis para los elementos de los periodos 2 y 3 de la tabla periódica.

Observe que el número de electrones de valencia en cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo del elemento empleando la nomenclatura CAS, aunque no concordará con las nomenclaturas de grupo de la IUPAC. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para oxígeno y azufre, miembros del grupo 6ª en la nomenclatura CAS, muestran seis puntos.

La regla del octeto

Ten en cuenta que se denomina regla y no ley por una razón fundamental, tiene una enorme cantidad de excepciones, sin embargo, hace parte importante de la historia de la química que ha sido traducida a los libros de texto y por ende es un concepto que es irrenunciable, aunque en lo personal no me gusta.

Los átomos a menudo ganan, pierden o comparten electrones para lograr la misma cantidad de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen arreglos de electrones muy estables, como lo demuestran sus altas energías de ionización, baja afinidad por electrones adicionales y falta general (pero no total como lo revelan algunos compuestos de xenón) de reactividad química. Debido a que todos los gases nobles, excepto el He, tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que experimentan reacciones terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha llevado a una directriz conocida como la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que están rodeados por ocho electrones de valencia.

Una primera excepción son los elementos cuyo gas noble más cercanos el helio, allí la regla del octeto pasa a ser de dueto, es decir los elementos tendrán la tendencia a configurarse en dos electrones de valencia en su capa más externa.

Un octeto de electrones consta de subcapas s y p completas en un átomo. En un símbolo de Lewis, un octeto se muestra como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del símbolo del elemento, como en los símbolos de Lewis para Ne y Ar. Hay excepciones a la regla del octeto, como veremos más adelante en el capítulo, pero proporciona un marco útil para introducir muchos conceptos importantes de enlace.

Estructuras de Leweis para compuestos iónicos

Las sustancias iónicas generalmente resultan de la interacción de los metales en el lado izquierdo de la tabla periódica con los no metales en el lado derecho (excluyendo los gases nobles). Por ejemplo, cuando el sodio metálico, Na(s), si se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl₂(g), y un agente desestabilizante de la estructura iónica del metal, como una gota de agua se produce una reacción violenta. El producto de esta reacción muy exotérmica es el cloruro de sodio, NaCl(s):  Na(s) + Cl₂(g) → NaCl(s)   ∆H_f° = —410.9 kJ/mol.

El cloruro de sodio se compone de iones Na⁺ y Cl^- dispuestos en una matriz tridimensional. La formación de Na⁺ a partir de Na y Cl^- a partir de Cl₂ indica que un átomo de sodio ha perdido un electrón y un átomo de cloro lo ha ganado; decimos que ha habido una transferencia de electrones del átomo de Na al átomo de Cl.

Tres de las propiedades atómicas nos dan una indicación de la facilidad con la que ocurre la transferencia de electrones: la energía de ionización, que indica la facilidad con la que se puede eliminar un electrón de un átomo; la afinidad electrónica, que mide cuánto quiere un átomo ganar un electrón; y la electronegatividad que indica la facilidad con la que un núcleo atómico atrae electrones propios o ajenos.

La transferencia de electrones para formar iones de carga opuesta ocurre cuando un átomo cede fácilmente un electrón (baja energía de ionización/ baja electronegatividad) y otro átomo gana fácilmente un electrón (alta afinidad electrónica / alta electronegatividad). Así, el NaCl es un compuesto iónico típico porque consiste en un metal de baja energía de ionización y un no metal de alta afinidad electrónica. Usando símbolos de puntos de electrones de Lewis (y mostrando un átomo de cloro en lugar de la molécula de Cl₂), podemos representar esta reacción como:

Figura 6‑2. Modelo de puntos de Lewis para la ionización de sodio metálico y cloro elemental.

La flecha púrpura indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ion tiene un octeto de electrones, siendo el octeto de Na⁺ los electrones 2s²2p⁶ que se encuentran debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na. Hemos puesto un paréntesis alrededor de ambos iones para enfatizar que han dejado de ser átomos libres y se han transformado en iones con cargas electrostáticas permanentes.

Las sustancias iónicas poseen varias propiedades características. Suelen ser sustancias quebradizas con puntos de fusión elevados. Suelen ser cristalinos. Además, los cristales iónicos a menudo se pueden escindir; es decir, se separan a lo largo de superficies lisas y planas. Estas características son el resultado de fuerzas electrostáticas que mantienen los iones en una disposición tridimensional rígida y bien definida.

Formación del enlace iónico

Aunque no siempre sucede, dependiendo de particularidades de cada elemento, lo común es que si tenemos iones positivos e iones negativos, esos actúen como enormes monopolios qué se atraen mutuamente hice auto organizan en una estructura estable cristalina que intercala la posición positiva y la posición negativa de manera tridimensional, en otras palabras se genera el enlace iónico.

Figura 6‑3. Modelo que representa el enlace iónico.

Observe que cuando representamos el enlace iónico no dibujamos un enlace entre los 2 átomos pues no existe, lo que une a los átomos es la carga electrostática opuesta, no el hecho de que existan electrones en medio de ellos que los mantengan unidos.

Configuración electrónica de un ion en elementos de grupos representativos

La energía de la formación de enlaces iónicos ayuda a explicar por qué muchos iones tienden a tener configuraciones electrónicas de gas noble. Por ejemplo, el sodio pierde fácilmente un electrón para formar Na⁺, que tiene la misma configuración electrónica que el Ne:

( 4.1 ) Cambio en la configuración electrónica del sodio cuando éste se ioniza.

Aunque la energía reticular aumenta con el aumento de la carga iónica, nunca encontramos compuestos iónicos que contengan iones Na²⁺. El segundo electrón eliminado tendría que provenir de una capa interna del átomo de sodio, y eliminar electrones de una capa interna requiere una gran cantidad de energía. El aumento de la energía de la red no es suficiente para compensar la energía necesaria para eliminar un electrón de la capa interna. Por lo tanto, el sodio y los otros metales del grupo 1A se encuentran en sustancias iónicas solo como iones (1+).

Aunque en el libro de textos nos dice que para ello un cloro el caso similar y nos pone en un caso hipotético para los iones cloruro(1-) y el hipotético Cl(2-), con un argumento energético, el cual es correcto, omite un gran detalle, el cloro a diferencia del sodio puede hibridarse, que es la capacidad que tienen los orbitales de combinarse con otros para alterar su capacidad de perder o capturar electrones.

Si el cloro siguiera la ley del octeto a rajatabla sólo debería tener un estado de oxidación posible (-1), y lo único que podría hacer es capturar da un electrón por cloro, sin embargo, el cloro también es capaz de perder electrones, y esa capacidad para perder electrones no es explicada por la ley del octeto.

Sin embargo, en términos de resolución de ejercicios de lápiz y papel lo que nos van a preguntar es cuál es el ion que se va a generar con mayor probabilidad, siendo estos iones monoatómicos, y en tales casos la regla del octeto sí que es útil. En consecuencia para ejercicios de lápiz y papel vamos a aplicar el siguiente algoritmo de solución:

👉 el ion más probable va a ser aquel que es semejante a su gas noble más cercano.

👉 para metales de los grupos representativos (ignorando metales de transición y tierras raras) eso implica retirar los electrones que quedan sobrando desde la configuración electrónica del gas noble anterior, luego agregar la magnitud de esos electrones como cargas positivas en súper índices con una estructura en la cual se coloca primero la magnitud y luego el símbolo positivo, ignorando los uno.

👉 para no metales eso implica agregar los electrones que quedan faltando para alcanzar a su gas noble siguiente, luego agregar la magnitud de esos electrones como cargas negativas en súper índices con una estructura en la cual se coloca primero la magnitud y luego el símbolo negativo, ignorando los uno.

Brown13 muestra 8.2. Prediga el ion generalmente formado por (a) Sr, (b) S, (c) Al

Brown13 muestra 8.2.1. ¿Cuál de estos elementos es más probable que forme iones con una carga de 2+? (a) Li, (b) Ca, (c) O, (d) P, (e) Cl.

Brown13 muestra 8.2.2. Prediga las cargas de los iones formados cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno.

Configuración electrónica de un ion en elementos de transición y tierras raras

Debido a que las energías de ionización aumentan rápidamente por cada electrón eliminado, las energías reticulares de los compuestos iónicos son generalmente lo suficientemente grandes como para compensar la pérdida de hasta tres electrones de los átomos. Así, encontramos cationes con cargas de 1+, 2+ o 3+ en compuestos iónicos. La mayoría de los metales de transición, sin embargo, tienen más de tres electrones más allá de un núcleo de gas noble. La plata, por ejemplo, tiene una configuración electrónica (Kr)4d¹⁰5s¹. Los metales del grupo 1B (Cu, Ag, Au) a menudo se presentan como iones 1+ (como en CuBr y AgCl). Al formar Ag+, el electrón 5s se pierde, dejando una subcapa 4d completamente llena. Como en este ejemplo, los metales de transición generalmente no forman iones que tengan una configuración de gas noble. La regla del octeto, aunque útil, tiene un alcance claramente limitado.

Recuerde que cuando se forma un ion positivo a partir de un átomo, los electrones siempre se pierden primero en la subcapa que tiene el mayor valor de número cuántico principal. Por lo tanto, al formar iones, los metales de transición pierden primero los electrones de la capa de valencia y luego tantos electrones d como sean necesarios para alcanzar la carga del ion mas estable. Por ejemplo, al formar Fe²⁺ a partir de Fe, que tiene la configuración electrónica (Ar)3d ⁶4s², los dos electrones 4s se pierden, lo que lleva a una configuración (Ar)3d⁶. La eliminación de un electrón adicional da Fe³⁺, cuya configuración electrónica es (Ar)3d⁵.