Excepciones a la Regla del Octeto

¿Cuáles son las excepciones a la regla del octeto?

Las excepciones a la regla del octeto las podemos clasificar en dos grupos:

1) Octeto incompleto: cuando los átomos no completan sus 8 electrones de valencia

• H₂
• BeH₂
• BH₃
• AlCl₃
• BF₃
• Al I₃

2) Octeto expandido: cuando los átomos sobrepasan los 8 electrones de valencia

• PCl₅
• SF₆
• H₂SO₄

teoría moderna de la unión química

la teoría de valencia y teoría de orbitales moleculares desplazaron el modelo atómico de bohr  y la teoría de lewis aunque sus representaciones son validad para comprender conceptos

actualmente es un hecho  científico la naturaleza dual del electrón ( características de onda y partícula)
una teoría que considera al electrón únicamente como partícula tiene sus limitaciones
la teoría de lewis tiene limitaciones que son :

•  no tiene en cuenta la naturaleza ondulatoria del electrón

• no permite predecir con éxito la estructura y forma  de muchas moléculas
• no explica las propiedades magnéticas de las moléculas

1. actualmente se utilizan para explicar el enlace químico , 2 teorías que son :teoría de enlace de valencia de linus pauling ( supone que hay superposición de los orbitales de los átomos)
2. teoría de orbitales moleculares ( los electrones que intervienen en el enlace ocupan nuevos orbitales dispuestos entorno  de ambos núcleos)

teoria numero 1:

presenta 4 principios que son :

  principio 1 la comparticion de orbitaels semillenos 

para formar un enlace es necesario :

• un electron desapareado en posibilidad de ser compartido 
• un orbital semilleno donde pueda alojarse el electron del otro atomo 

principio 2 interpenetracion de orbitales 

el enlace se forma por la interpenetracion de los orbitales atomicos esta superposicion esta limitada por la orientacion en el espacio de los orbitales que interbienen en el enlace 

principio 3 hibridacion 

al formar un enlace un atomo puede ser excitado y sufrir una modificacion de sus  orbitales o conbinacion de estos entre si para originar unos nuebos llamados hibridos, difernetes en forma y orientacion a los orbitales originales . los orbitales hibridos formados son iguales entre si e iguales en numero a los orbitales atomicos que los originaron .

principio 4 resonancia 

La resonancia consiste en la combinación lineal de estructuras teóricas de una molécula (estructuras resonantes o en resonancia) que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura real. El efecto es usado en una forma cualitativa, y describe las propiedades de atracción o liberación de electrones de los sustituyentes, basándose en estructuras resonantes relevantes, y es simbolizada por la letra R o M (a veces también por la letra K). El efecto resonante o mesomérico es negativo (-R/-M) cuando el sustituyente es un grupo que atrae electrones, y el efecto es positivo (+R/+M) cuando, a partir de la resonancia, el sustituyente es un grupo que dona electrones.

Teoria de Enlace de Valencia

Teoría de enlace de valencia 

Según esta teoría, el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos de dos átomos diferentes, con un electrón cada uno (orbitales semillenos, electrones desapareados). Al superponerse los dos orbitales atómicos se forma un orbital de la molécula con dos electrones, que supone la formación de un enlace entre los dos átomos.

provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatónicas homonucleares en átomos separados
 Valencia : es la capacidad de combinación  relativa que tiene un átomo de un determinado elemento si se toma con referencia al hidrógeno viene a ser un numero entero que me indica la cantidad de átomos de hidrógeno con los que se puede combinar el elemento( también se refiere al numero de enlaces por los que un elemento se une a otros )
las 2 propiedades de los grupos que permitieron llegar a la conclusión de que la valencia de un átomo esta determinada por su configuración electrónica y las propiedades  que permiten  llegar a esa conclusión son :

•  cada grupo tiene una misma formula general para sus óxidos y para sus compuestos con hidrógeno 
• los elementos de un mismo grupo tienen una configuración electrónica similar porque tienen el mismo numero de electrones de valencia. en conclusión los electrones del ultimo nivel de energía se relacionan con la valencia entonces podemos decir que los electrones de valencia son los que participan en el enlace químico.

EJ:  H2O    VALENCIA      O   2  
      NH3    VALENCIA   N    3 
      CH4     VALENCIA   C    4

aspectos fundamentales de  la teoría de valencia
1)  la regla del octeto
2) electrovalencia 
3) covalencia 

TEORIA DE ENLACE

En quimica, la teoria del enlace de valencia explica la naturaleza de su enlace quimico en una molecula en el termino de valencias atomica. La teoria de enlace de valencia resume la regla del atomo central en una molecula tiende a formar pares de electrones en la concordancia con las restricciones geometricas, segun esta definido por la regla del octeto. La teoria del enlace de valencia esta cercanamente relacionada con la teoria del orbital molecular. 

Estructura Lewis

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

ENLACES QUIMICOS

Los enlaces quimicos : son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos.

Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden  aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.

Enlaces Ionicos:Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17.
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. 

Enlaces Covalentes:Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro  está formado por moléculas, Cl₂, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.

Enlace covalente polar : Es cuando en un enlace, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro. Depende de la electronegatividad de los átomos que se enlazan.Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de enlace está entre 0.5 y 2.0, la desigualdad con que se comparten los electrones no es tan grande como para que se produzca unatransferencia completa de electrones; el átomo menos electronegativo aún tiene cierta atracción por los electrones compartidos.
Se llaman polares porque al compartir desigualmente los electrones se generandos polos a través del enlace; un enlace covalente polar tiene polos positivo y negativo separados. El polo negativo está centrado sobre el átomo más electronegativo del enlace y el polo positivo estácentrado sobre el átomo menos electronegativo del enlace. 

Enlace cobalente no polar:  Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entoncesse forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la moléculade hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. Otro ejemplo, pero con átomos diferentes, es el metano. La electronegatividad del carbono es 2.5y la del hidrógeno es 2.1; la diferencia entre ellos es de 0.4 (menor de 0.5), por lo que el enlace se considera no polar. Además el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñasdiferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí. 

Enlace covalente simple : Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H₂):

Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e^‑ de un átomo y el p⁺ del otro), y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molécula de H₂ es de 0'74 Aº.

La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.

Enlace Covante doble:  Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O₂):

 Enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N₂).

 

Enlace covalente cordinado: enlace covalente en el que cada par de electrones  compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. Típicamente un enlace  de coordinación se forma cuando una base de Lewis dona un par de electrones  a un ácido de Lewis.  Esta descripción de enlace es característica de la teoria de enlace de valencia y no tiene cabida en la teoria de orbitales moleculares o en la del campo de ligandoas .