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Esta teoría fue enunciada en 1917 por el físico químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) y explica que los elementos persiguen siempre una configuración electrónica estable mediante la acumulación de ocho electrones en sus últimos niveles de energía (o sea, en sus últimas órbitas alrededor del núcleo).
Dicho de otro modo, la regla del octeto establece que sólo mediante la acumulación de ocho electrones en la última órbita, las moléculas pueden adquirir una estabilidad semejante a la de los gases nobles (ubicados al extremo derecho de la tabla periódica), cuya estructura atómica los hace electronegativamente neutros, o sea, poco reactivos.
Así, los elementos de alta electronegatividad (como los halógenos y anfígenos) tienden a “ganar” electrones hasta alcanzar el octeto, mientras que los de baja electronegatividad (como los alcalinos o alcalinotérreos) tienden a “perder” electrones para alcanzar el octeto
Esta regla aplica al modo en que los átomos crean sus enlaces, y de la naturaleza de estos dependerá el comportamiento y las propiedades químicas de las moléculas resultantes. De este modo, la regla del octeto es un principio práctico que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias, si bien presenta también distintas excepciones.
Ejemplos de la regla del octeto
,Pensemos en una molécula de CO2 cuyos átomos presentan valencias de 4 (carbono) y 2 (oxígeno), unidos por enlaces atómicos dobles.
Esta molécula es estable si cada átomo presenta 8 electrones en total, alcanzando el octeto, cosa que se cumple con el préstamo recíproco de dos electrones:
El carbono presta dos electrones a cada oxígeno, llevándolos de seis a ocho electrones en su última capa.
Al mismo tiempo el carbono obtiene dos electrones de cada oxígeno, sumando ocho con los cuatro propios.
::O::C::O::
Otra forma de verlo sería que el total de los electrones cedidos y tomados debe ser siempre ocho.
Ese es el caso de otras moléculas estables, como el cloruro de sodio (NaCl). El sodio aporta su único electrón (valencia 1) al cloro (valencia 7) para completar el octeto. Así, tendríamos Na+1Cl-1 (o sea, el sodio perdió un electrón, ganando una carga positiva, y el cloro ganó un electrón y con él una carga negativa)
Excepciones a la regla del octeto
La regla del octeto tiene varias excepciones, o sea, compuestos que alcanzan su estabilidad sin regirse por el octeto de electrones. Átomos como el fósforo (P), azufre (S), selenio (Se), silicio (Si) o helio (He) pueden alojar más electrones de lo sugerido por Lewis (hipervalencia).
Por el contrario, el hidrógeno (H), que posee un único electrón en un único orbital, puede aceptar hasta dos electrones como máximo en un enlace químico. Otras excepciones lo constituyen el berilio (Be), que adquiere estabilidad con apenas cuatro electrones, o el boro (B), que lo hace con seis.
Regla del octeto y estructura de Lewis
Otro de los grandes aportes de Lewis a la química fue su célebre forma de representar las uniones atómicas, hoy en día conocida como “Estructura de Lewis” o “Fórmula de Lewis”.
Consiste en colocar, como hicimos anteriormente, puntos o guiones para representar los electrones compartidos en una molécula y los electrones solitarios que pueda haber.
Este tipo de representación gráfica bidimensional permite saber la valencia de un átomo que interactúa con otros en un compuesto, y si forma enlaces simples, dobles o triples, todo lo cual incidirá en la geometría molecular.
Para representar una molécula de este modo necesitamos elegir un átomo central, que será rodeado por los demás (llamados terminales) estableciendo enlaces hasta alcanzar las valencias de todos los involucrados. Los primeros suelen ser los menos electronegativos y los segundos los más electronegativos.
Por ejemplo, la representación del agua (H2O) sería: H::O::H, mientras que la del acetileno (C2H2) sería H:C:::C:H, ya que posee un triple enlace entre los carbonos.