Violaciones de la Regla del Octeto

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Violaciones de la Regla del Octeto

Excepción 2: Octetos incompletos

La segunda excepción a la Regla del Octeto es cuando hay muy pocos electrones de valencia que resulta en un Octeto incompleto. Hay aún más ocasiones en las que la regla del octeto no da la representación más correcta de una molécula o ion. Este es también el caso de los octetos incompletos. Las especies con octetos incompletos son bastante raras y generalmente sólo se encuentran en algunos compuestos de berilio, aluminio y boro, incluyendo los hidruros de boro. Echemos un vistazo a uno de estos hidruros, el \(BH_3\) (Borano).

Si se hiciera una estructura de Lewis para el \(BH_3\) siguiendo las estrategias básicas para dibujar estructuras de Lewis, probablemente se obtendría esta estructura (Figura 3):

El problema de esta estructura es que el boro tiene un octeto incompleto; sólo tiene seis electrones a su alrededor. Los átomos de hidrógeno sólo pueden tener naturalmente 2 electrones en su capa más externa (su versión de un octeto), y como tal no hay electrones de repuesto para formar un doble enlace con el boro. Se podría suponer que el hecho de que esta estructura no forme octetos completos debe significar que este enlace debería ser iónico en lugar de covalente. Sin embargo, el boro tiene una electronegatividad muy similar a la del hidrógeno, lo que significa que es probable que haya muy poco carácter iónico en los enlaces entre el hidrógeno y el boro, y como tal esta estructura de Lewis, aunque no cumple la regla del octeto, es probablemente la mejor estructura posible para representar el BH3 con la teoría de Lewis. Una de las cosas que puede explicar el octeto incompleto del BH3 es que suele ser una especie transitoria, formada temporalmente en reacciones que implican múltiples pasos.

Veamos otra situación de octeto incompleto que tiene que ver con el boro, el BF3 (trifluorina de boro). Al igual que con el BH3, el dibujo inicial de una estructura de Lewis del BF3 formará una estructura en la que el boro sólo tiene seis electrones a su alrededor (Figura 4).

Si se observa la Figura 4, se puede ver que los átomos de flúor poseen pares solitarios adicionales que pueden utilizar para hacer enlaces adicionales con el boro, y se podría pensar que todo lo que hay que hacer es convertir un par solitario en un enlace y la estructura será correcta. Si añadimos un doble enlace entre el boro y uno de los flúor, obtenemos la siguiente estructura de Lewis (Figura 5):

¡Cada flúor tiene ocho electrones, y el átomo de boro también tiene ocho! Cada átomo tiene un octeto perfecto, ¿verdad? No tan rápido. Debemos examinar las cargas formales de esta estructura. El flúor que comparte un doble enlace con el boro tiene seis electrones a su alrededor (cuatro de sus dos pares de electrones solitarios y uno de sus dos enlaces con el boro). Esto es un electrón menos que el número de electrones de valencia que tendría de forma natural (los elementos del grupo siete tienen siete electrones de valencia), por lo que tiene una carga formal de +1. Los dos flourines que comparten enlaces simples con el boro tienen siete electrones a su alrededor (seis de sus tres pares solitarios y uno de sus enlaces simples con el boro). Esta es la misma cantidad que el número de electrones de valencia que tendrían por sí solos, por lo que ambos tienen una carga formal de cero. Por último, el boro tiene cuatro electrones a su alrededor (uno de cada uno de sus cuatro enlaces compartidos con el flúor). Esto es un electrón más que el número de electrones de valencia que tendría el boro por sí mismo, y como tal el boro tiene una carga formal de -1.

Esta estructura está apoyada por el hecho de que la longitud de enlace determinada experimentalmente de los enlaces entre el boro y el flúor en el BF3 es menor que la que sería típica para un enlace simple (ver Orden y longitudes de enlace). Sin embargo, esta estructura contradice una de las principales reglas de las cargas formales: Se supone que las cargas formales negativas se encuentran en el átomo o átomos más electronegativos de un enlace, pero en la estructura representada en la Figura 5, se encuentra una carga formal positiva en el flúor, que no sólo es el elemento más electronegativo de la estructura, sino el elemento más electronegativo de toda la tabla periódica (\(\chi=4,0\)). Por otro lado, el boro, con una electronegatividad mucho menor de 2,0, tiene la carga formal negativa en esta estructura. Este desacuerdo entre la carga formal y la electronegatividad hace que esta estructura de doble enlace sea imposible.

Sin embargo, la gran diferencia de electronegatividad aquí, al contrario que en el BH3, significa enlaces polares significativos entre el boro y el flúor, lo que significa que hay un alto carácter iónico en esta molécula. Esto sugiere la posibilidad de una estructura semi-iónica como la que se ve en la Figura 6:

Ninguna de estas tres estructuras es la estructura «correcta» en este caso. La estructura más «correcta» es probablemente una resonancia de las tres estructuras: la del octeto incompleto (Figura 4), la del doble enlace (Figura 5) y la del enlace iónico (Figura 6). La estructura que más contribuye es probablemente la del octeto incompleto (debido a que la Figura 5 es básicamente imposible y la Figura 6 no coincide con el comportamiento y las propiedades del BF3). Como se puede ver, incluso cuando existen otras posibilidades, los octetos incompletos pueden representar mejor una estructura molecular.

Como nota al margen, es importante señalar que el BF3 se une frecuentemente con un ion F- para formar BF4- en lugar de permanecer como BF3. Esta estructura completa el octeto de boro y es más común en la naturaleza. Esto ejemplifica el hecho de que los octetos incompletos son raros, y otras configuraciones son típicamente más favorables, incluyendo la unión con iones adicionales como en el caso del BF3 .