La regla del octeto es una teoría de enlace utilizada para predecir la estructura molecular de las moléculas unidas covalentemente. Según la regla, los átomos buscan tener ocho electrones en sus capas externas de electrones (o valencia). Cada átomo compartirá, ganará o perderá electrones para llenar estas capas externas de electrones con exactamente ocho electrones. Para muchos elementos, esta regla funciona y es una forma rápida y sencilla de predecir la estructura molecular de una molécula.
Si bien las estructuras de puntos de electrones de Lewis ayudan a determinar la unión en la mayoría de los compuestos, existen tres aspectos generales excepciones: moléculas en las que los átomos tienen menos de ocho electrones (cloruro de boro y bloque s y p más ligero) elementos); moléculas en las cuales los átomos tienen más de ocho electrones (Hexafloruro de azufre y elementos más allá del período 3); y moléculas con un número impar de electrones (NO.)
Hidrógeno, berilio y boro tienen muy pocos electrones para formar un octeto. El hidrógeno tiene solo un electrón de valencia y solo un lugar para formar un enlace con otro átomo. El berilio solo tiene
dos átomos de valenciay solo se puede formar enlaces de pares de electrones en dos ubicaciones. El boro tiene tres electrones de valencia. Las dos moléculas representado en esta imagen muestra el berilio central y átomos de boro con menos de ocho electrones de valencia.Las moléculas, donde algunos átomos tienen menos de ocho electrones, se llaman deficientes en electrones.
Los elementos en períodos mayores que el período 3 en la tabla periódica tienen un re orbital disponible con la misma energía número cuántico. Los átomos en estos períodos pueden seguir la regla del octeto, pero hay condiciones en las que pueden expandir sus capas de valencia para acomodar más de ocho electrones.
Azufre y fósforo son ejemplos comunes de este comportamiento. El azufre puede seguir la regla del octeto como en la molécula SF2. Cada átomo está rodeado por ocho electrones. Es posible excitar el átomo de azufre lo suficiente como para empujar los átomos de valencia hacia el interior. re orbital para permitir moléculas como SF4 y SF6. El átomo de azufre en SF4 tiene 10 electrones de valencia y 12 electrones de valencia en SF6.
Moléculas más estables y iones complejos contienen pares de electrones. Hay una clase de compuestos donde los electrones de valencia contienen un número impar de electrones en el caparazón de valencia. Estas moléculas se conocen como radicales libres. Radicales libres contienen al menos un electrón no apareado en su capa de valencia. En general, moléculas con un número impar de electrones tienden a ser radicales libres.
Nitrógeno (IV) óxido (NO2) es un ejemplo bien conocido. Tenga en cuenta el electrón solitario en el átomo de nitrógeno en la estructura de Lewis. El oxígeno es otro ejemplo interesante. Las moléculas de oxígeno molecular pueden tener dos electrones únicos no apareados. Los compuestos como estos se conocen como birradicales.