QUIMICA - UNIONES QUIMICAS REGLA DEL OCTETO

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Químicos
ENLACES O UNIONES QUIMICAS
Siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a otros, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Hay tres tipos generales de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos.
El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones podrían formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles, grupo 8A)
Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.
Los enlaces metálicos se encuentran en metales como cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan pie a propiedades metálicas típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre. 
También existen los enlaces entre moléculas (por fuerzas intermoleculares) que a pesar que son enlaces débiles tienen mucha importancia. Por ejemplo, los enlaces Puente Hidrogeno y Fuerzas de Van Der Walls. 
SIMBOLOS DE LEWIS
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia: los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos.
El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis o simplemente símbolos de Lewis. 
El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s2 3p4; por tanto, su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia. 
Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones en un lado o de uno a cada lado es arbitraria.
Obsérvese que el número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo en el que está el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 6A, tienen seis puntos.
LA REGLA DEL OCTETO
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química.
Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en subcapas s y p llenas de un átomo. En términos de símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo, como en la configuración de Ne.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO 
La regla del Octeto es una herramienta muy útil para establecer estructuras moleculares. Pero no siempre se cumple. Las más comunes son la que tienen 
· Moléculas con número impar de electrones
· Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto 
· Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto
Esto ocurre porque hay muchas moléculas de existencia real donde los enlaces existentes no cumplen con la regla del octeto. 
Numero Impar de Electrones
En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas, como ClO2, NO y NO2, el número de electrones es impar. 
Es imposible aparear totalmente estos electrones, y tampoco puede lograrse un octeto en torno a todos los átomos. Por ejemplo, el NO contiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia.
Por ejemplo: Monóxidos o Dióxido de Nitrógeno
 
Menos de un Octeto y numero Par 
Un segundo tipo de excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ion poliatómico. Ésta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en compuestos de boro y berilio.
El boro es un semimetal con tres electrones en el último nivel, por lo tanto, puede formar enlaces covalentes polares como ocurre con el Fluoruro de Boro. La estructura la podemos resolver con tres enlaces covalentes polares simples. Recordar que es un semi metal.
Esta estructura nos muestra al Boro con 6 electrones compartidos, o sea, no completo el octeto. 
Algunos autores, plantean la posibilidad de que exista un doble enlace con un aporte dativo del flúor, lo cual no estaría justificado pues el flúor es el más electronegativo de la tabla periódica, y al igual que el oxígeno, no forma enlaces dativos con el aporte de electrones.
	
Experimentalmente el Fluoruro de Boro reacciona con sustancias donde algún átomo central tenga un par de electrones sin compartir (no puede ser oxigeno) pero si el nitrógeno del amoniaco NH3. En este caso se forma un enlace dativo entre el nitrógeno y boro para formar el compuesto NH3BF3
 De esta forma el Boro alcanza el Octeto 
Mas de un Octeto 
La tercera clase de excepciones, y la más grande, consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Si dibujamos la estructura de Lewis para el PCl5, por ejemplo, nos vemos obligados a “expandir” la capa de valencia y colocar 10 electrones alrededor del átomo de fósforo central
El Cloruro Fosfórico o Cloruro de Fosforo (V) cuando se quiere plantear la estructura de Lewis, cada electrón del fosforo forma un enlace con un Cloro.
10 e- se pasa del Octeto 
Las moléculas correspondientes con un átomo del segundo periodo, como el NCl5 y el OF4, no existen. Veamos por qué sólo se observan capas de valencia expandidas en elementos a partir del periodo 3 de la tabla periódica. Los elementos del segundo periodo sólo tienen orbitales de valencia 2s y 2p disponibles para formar enlaces. 
Puesto que estos orbitales pueden contener un máximo de ocho electrones, nunca encontramos más de un octeto de electrones alrededor de elementos del segundo periodo. En cambio, los elementos del tercer periodo en adelante tienen orbitales ns y np y nd sin llenar, que pueden servir para formar enlaces. Por ejemplo, el diagrama de orbitales para la capa de valencia de un átomo de fósforo es el siguiente
En este caso el Fosforo tiene 10 e- compartidos. Para poder explicar que ocurrió debemos pensar en la configuración electrónica del fosforo donde tiene 5e- en el último nivel y su configuración electrónica basal (de menor energía) es: 
[Ne] 3s2 3p3 (Basal) [Ne] 3s1 3p3 3d1 (Excitada)
Una teoría de porque se forman los productos establece que todos los electrones que formen enlaces deben estar desapareados. En el caso del Fosforo los electrones 3s están apareados, no podrían formar enlace químico, pero la sustancia existe, la alternativa es pensar que el fosforo puede estar excitado y un electrón 3s conseguir energía y ocupar el orbital 3d vacío. La configuración seria en la forma excitada.
El tamaño también desempeña un papel importante para determinar si un átomo puede o no dar cabida a más de ocho electrones.Cuanto más grande sea el átomo central, más electrones podrán rodearlo. Por tanto, los casos de capas de valencia expandidas aumentan al incrementarse el tamaño del átomo central. El tamaño de los átomos circundantes también es importante. Las capas de valencia expandidas se presentan con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomos más pequeños y más electronegativos, como F, Cl y O