Enlace Químico, Estructuras de Lewis y Fuerzas Intermoleculares
Regla del octeto: la estabilidad de 8 electrones
Al terminar vas a poder explicar por qué los átomos buscan ocho electrones y no otro número, predecir cómo se combinan dos elementos a partir de su grupo, y reconocer las excepciones sin confundirlas con errores.
Qué dice la regla
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta quedar con ocho electrones en su último nivel, que es la configuración de un gas noble.
Esa es la regla del octeto, y es la respuesta a la pregunta que abre toda la química de enlaces: ¿por qué los átomos se combinan en vez de andar sueltos?
Por qué ocho, y no cinco ni doce
Acá está el fondo del asunto, y es lo que casi nunca se explica.
El número 8 no es un número mágico: es cuántos electrones caben en la capa de valencia de los elementos del bloque principal. Un nivel de valencia tiene un subnivel s —que admite 2 electrones— y un subnivel p —que admite 6—. 2 + 6 = 8. Cuando esos ocho lugares están ocupados, no queda espacio en ese nivel, y el siguiente electrón tendría que empezar un nivel más arriba, mucho más lejos del núcleo y con mucha más energía.
Por eso el octeto es estable: un átomo con la capa llena no gana nada agregando ni quitando electrones. Cualquier cambio lo empeora. Y los que tienen la capa llena son justamente los gases nobles, que —y esto es la prueba experimental de toda la idea— casi no reaccionan con nada.
La regla del octeto no es una ley que los átomos obedecen: es la descripción de adónde llegan cuando buscan el estado de menor energía. Y por eso el helio, que solo tiene el nivel 1 —donde existe únicamente el orbital 1s, con dos lugares—, se estabiliza con 2 y no con 8. No es una excepción caprichosa: es la misma regla aplicada a un nivel que solo tiene dos asientos.
Las tres maneras de cumplirla
1 · Perder electrones — los metales
Un metal tiene pocos electrones de valencia. Le sale barato soltarlos y dejar al descubierto la capa de abajo, que ya está completa.
- Na (1 electrón de valencia) pierde 1 → Na⁺, y ahora su última capa es la anterior, con 8.
- Mg (2) pierde 2 → Mg²⁺.
- Al (3) pierde 3 → Al³⁺.
Ojo con lo que se falla acá: el Na⁺ no tiene 8 electrones de valencia porque ganó siete; los tiene porque perdió el único que le sobraba y quedó con la capa de abajo, que ya estaba llena.
2 · Ganar electrones — los no metales
A un no metal le faltan pocos, así que le conviene capturarlos.
- Cl (7) gana 1 → Cl⁻, con 8.
- O (6) gana 2 → O²⁻.
- N (5) gana 3 → N³⁻.
3 · Compartir electrones — entre no metales
Cuando los dos átomos quieren ganar, ninguno cede. La salida es compartir: un par de electrones cuenta para los dos átomos a la vez.
- En el H₂O, el oxígeno comparte un par con cada hidrógeno. El oxígeno cuenta 6 propios + 2 compartidos = 8; cada hidrógeno cuenta 2, que es su máximo.
- En el O₂, cada oxígeno comparte dos pares con el otro: doble enlace, y 8 para cada uno.
- En el N₂, cada nitrógeno comparte tres pares: triple enlace, y 8 para cada uno.
La idea clave del compartir, que se pregunta: un par compartido se cuenta entero en los dos átomos. No se reparte a la mitad. Por eso dos átomos con 6 y 6 electrones pueden terminar los dos con 8: los cuatro electrones del doble enlace los cuenta cada uno.
Cómo usar la regla para predecir una fórmula
Regla práctica: un elemento del grupo 1 al 13 toma el camino de soltar (le faltan demasiados para completar); uno del 15 al 17, el de capturar; el grupo 14, con 4 y 4, comparte, y por eso el carbono forma cadenas en vez de iones.
Ejemplo resuelto 1 · aluminio y oxígeno.
- Al es del grupo 13 → suelta 3 → Al³⁺.
- O es del grupo 16 → captura 2 → O²⁻.
- Hay que combinar +3 y −2 de modo que el total dé cero. El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6: hacen falta dos Al³⁺ (+6) y tres O²⁻ (−6).
- Fórmula: Al₂O₃.
Comprobación: 2 × (+3) + 3 × (−2) = 6 − 6 = 0. El compuesto es neutro, como tiene que ser.
Ejemplo resuelto 2 · magnesio y cloro.
- Mg (grupo 2) → Mg²⁺. Cl (grupo 17) → Cl⁻.
- Hacen falta dos cloruros por cada magnesio para llegar a cero.
- MgCl₂.
Ejemplo resuelto 3 · un caso covalente. ¿Cuántos enlaces forma el nitrógeno?
El N es del grupo 15: tiene 5 electrones de valencia y le faltan 3 para ocho. Como del otro lado hay otro no metal, no los captura: los comparte. Por eso el nitrógeno forma tres enlaces —NH₃, y en el N₂ un triple enlace consigo mismo—.
Y esa cuenta sirve para todos: enlaces que forma un no metal = 8 menos sus electrones de valencia. Oxígeno: 8 − 6 = 2 enlaces. Halógenos: 8 − 7 = 1. Carbono: 8 − 4 = 4.
Las excepciones, y por qué existen
Las excepciones no son fallos de la regla: son casos donde la capa de valencia no tiene exactamente ocho lugares disponibles.
1 · El dueto: H, He y Li. El nivel 1 solo tiene el orbital 1s, con dos lugares. El hidrógeno se estabiliza con 2 electrones, no con 8. El litio no expande su nivel 1: simplemente suelta su electrón 2s y se queda con el nivel 1 lleno, con 2.
2 · Octeto incompleto: Be y B. El berilio se estabiliza con 4 electrones alrededor (BeCl₂) y el boro con 6 (BF₃). Son tan pequeños y tienen tan pocos electrones de valencia que conseguir ocho les costaría más energía de la que ganarían.
3 · Octeto expandido: P, S, Cl y los de abajo. A partir del período 3, los átomos tienen disponible el subnivel d de su nivel, que agrega lugares. Por eso el azufre puede tener 12 electrones alrededor en el SF₆ y el fósforo 10 en el PCl₅.
Y de ahí sale el criterio que ordena las tres excepciones: el octeto se puede expandir a partir del período 3, y nunca antes, porque el nivel 2 no tiene subnivel d. Por eso el nitrógeno nunca forma cinco enlaces y el fósforo, que está justo debajo, sí.
Los errores que más se cobran
- Exigirle ocho electrones al hidrógeno. Se completa con dos.
- Decir que el sodio «gana siete electrones» para llegar al octeto. Pierde uno y queda con la capa anterior completa.
- Contar la mitad de cada par compartido. Un par compartido se cuenta entero en cada uno de los dos átomos.
- Tratar las excepciones como errores. El BF₃ con 6 electrones alrededor del boro está bien escrito.
- Expandir el octeto en el período 2. El nitrógeno y el oxígeno no pueden: no tienen subnivel d en ese nivel.
- Olvidar la neutralidad al armar una fórmula iónica. La suma de las cargas tiene que dar cero.
Clave de análisis
El octeto no es un número que haya que aceptar: es cuántos electrones caben en la capa de valencia, 2 del subnivel s más 6 del p. Por eso los gases nobles, que la tienen llena, no reaccionan, y por eso todos los demás se mueven hacia esa configuración. Para usarla, mirá el grupo y preguntate cuál es el camino corto: pocos electrones de valencia → soltar y formar catión; muchos → capturar y formar anión; y si los dos quieren capturar, compartir. Para las fórmulas iónicas, la única condición es que las cargas sumen cero; para las covalentes, que cada no metal forme 8 menos sus electrones de valencia enlaces. Y si aparece una molécula con más de ocho, fijate en el período: de la fila 3 para abajo el octeto se puede expandir; de la 2 para arriba, no.