TEMAS DE LA CUARTA UNIDAD – primera parte.

TEMAS DE LA CUARTA UNIDAD – primera parte

Unidad 4: Uniones químicas

Representaciones de Lewis. Escala de Electronegatividad. Orbitales moleculares. Tipos de unión: Covalentes, iónicas y metálicas. Moléculas covalentes polares y no polares. Dipolo, puente hidrógeno y fuerzas de London. Relación entre las uniones químicas y las propiedades de las sustancias.

ESTRUCTURA DE LAS SUSTANCIAS:

De todos los elementos que hay, sólo los gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica existen en la naturaleza como átomos sencillos, se dice que son gases monoatómicos, (en alguna bibliografía también se habla de metales en estado gaseoso como monoatómicos). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o redes cristalinas. Esto nos indica que: Los átomos se unen para lograr una estructura más estable que la que tendrían estando aislados, dicho de otra manera: La energía final de dos átomos unidos es menor que la de los átomos individuales.

Se descubrió que muchas veces, la estabilidad máxima se lograba cuando un átomo era isoelectrónico con un gas noble. Esto es conocido como la regla del octeto de Lewis, de la cual podemos dar dos enunciados:

1. Los átomos al reaccionar tratan de llegar a una configuración estable de 8 electrones en su último nivel, salvo algunos que tratan de llegar a dos electrones en su último nivel, (Por ejemplo el hidrógeno).
2. Los átomos al reaccionar tienden a imitar la configuración electrónica externa del gas noble más próximo, (Esta última definición incluye 2 y 8 electrones como configuración estable).

En cualquiera de las definiciones esto es posible dando, recibiendo o compartiendo los electrones externos, también llamados electrones de valencia. Estos electrones de valencia son los que se conocen como CEE, (configuración electrónica externa).

Si bien la validez de esta regla no es universal, constituye una buena aproximación para comprender las uniones químicas, (más adelante veremos las excepciones).

Para representar a los átomos y sus electrones de valencia, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis, o sea,  el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo.

[pic 1]

Observe que con excepción del helio, el número de electrones de valencia es igual al número de grupo del elemento. Por ejemplo,  el Li es un elemento del grupo IA y tiene un punto para un electrón de valencia; el Be es un elemento del grupo 2A y tiene dos electrones de valencia (dos puntos), y así sucesivamente.

Los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas, y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos, (también sucede en estos grupos que algunos electrones “saltan” de un nivel interior a otro exterior, no cumpliendo las reglas de llenado de los orbitales).

A través de las configuraciones electrónicas y la tabla periódica, se puede predecir el número y tipo de enlaces que formarán los átomos.

Los tres tipos de enlaces son:

Iónico – Covalente - Metálico

UNIÓN IÓNICA:

En la unidad anterior, (tabla periódica), se vio que los átomos de los elementos con bajas energías de ionización o electronegatividad tienden a formar cationes, (zona izquierda de la tabla periódica, metales); en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica o electronegatividad tienden a formar aniones, (zona derecha de la tabla periódica, no metales). Debido a esto, si un átomo de sodio se acerca suficientemente a uno de cloro, puede transferirle su electrón más externo formándose iones Na+ y Cl-. Ambos adquieren una estructura estable semejante a sus gases nobles más próximos. Pero como tienen cargas opuestas, se atraen debido a fuerzas electrostáticas, resultando un enlace iónico como se ve en la figura:

[pic 2]

Resumiendo: El enlace iónico implica que los electrones se trasladan desde un metal a un no metal, es decir, de un elemento que tiende a deshacerse de electrones para parecerse a un gas ideal, a otro que tiende a adquirir electrones para llegar al mismo estado.

CARACTERÍSTICAS DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS:

• Presentan estructuras cristalinas, la geometría de las redes cristalinas varían según los átomos implicados. Son generalmente frágiles.
•  Generan una acumulación de iones alrededor de los iones de signo opuesto.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
•  En general son solubles en agua, y en solución acuosa son buenos conductores de la electricidad.
• En general, (aunque se da en otros casos también), son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• Nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio (NaCl), yoduro de potasio (KI), cloruro de magnesio (MgCl), etc.

UNIÓN COVALENTE:

En un principio se pensó, que cualquier unión entre átomos era debida simplemente a fuerzas electrostáticas, pero luego advirtieron que el enlace químico entre átomos del mismo elemento, (O2, N2, etc.), no podía explicarse por atracción de cargas opuestas ya que ambas partículas tendrían la misma carga, en este caso el estado más estable se logra compartiendo electrones. Esta unión se da entre elementos de alta y similar afinidad electrónica o electronegatividad, o sea, no metales. Supongamos el caso del H2: Al acercarse un átomo a otro trabajan las fuerzas de atracción y repulsión, los átomos se aproximan hasta llegar a una distancia en la que las atracciones son máximas y las repulsiones mínimas. En ese momento los electrones de cada átomo son atraídos por los dos núcleos, produciéndose un enlace en la cual los dos electrones son compartidos por ambos núcleos; tal como se observa en la figura de abajo:

[pic 3]

A través de esta unión, ambos hidrógenos adquieren la configuración del gas noble más próximo: He. Esto se esquematiza como sigue:

[pic 4]

También sería el caso del Yodo y su molécula I2:

[pic 5]

Ambos átomos que individualmente considerados tienen siete electrones en su capa externa, al formar la molécula de yodo pasan a tener ocho electrones.

Existen moléculas, para cuya formación es necesario compartir más de un par de electrones, en tal caso se forma un enlace covalente múltiple. Por ejemplo en la molécula de oxígeno O2, para cuya formación se comparten dos pares de electrones:[pic 6]

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