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QUIMICA

Unidad N° 4 : - “ UNIONES QUÍMICAS”

Profesora Mercedes CARATINI - QUIMICA- ET 28 “REPÚBLICA FRANCESA”

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UNIONES QUÍMICAS

Definimos unión química como la fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos, con

intensidad suficiente como para mantenerlos juntos en una especie diferente.

Los átomos se unen porque siguen la tendencia a llegar al estado de energía mínima (el más estable).

Cuando dos átomos se unen para formar un enlace estable se libera una cierta cantidad de energía. Esto

significa que se obtiene un sistema energéticamente favorable con menor energía que la correspondiente a

los átomos separados. Esta misma cantidad de energía deberá ser suministrada al sistema si queremos

separarlos, o sea romper la unión química.

En 1812 BERZELIUS propuso la hipótesis de que todas las combinaciones químicas se producían

por fuerzas eléctricas. Si bien la idea de Berzelius tuvo razón fue muy discutida en esa época ya que era

difícil comprender la existencia de N2, H2 en un esquema electrostático.

En el siglo pasado, los modelos moleculares se hicieron sobre la base de uniones entre átomos y

constituyó la llamada “Teoría clásica de la Valencia”, si bien fue muy útil, en ningún momento trató de

explicar el mecanismo de unión entre los átomos.

Hacia fines del siglo pasado se conocían dos tipos de compuestos: los que se podían explicar por la

presencia de cargas positivas y negativas que mantenían unidos a los átomos (Ej. NaCl) y otras que no

podían explicarse con los conocimientos de la época (Ej. CH4).

En 1869 MENDELEIEV presenta su tabla periódica y en 1904 ABEGG destacó la regla del ocho

para muchos elementos.

En 1913 MOSELEY estableció el concepto de número atómico, al ser ordenados los elementos por

su número atómico creciente, se resaltó la estabilidad de los elementos cuyos átomos contenían 8 electrones

en su última capa: los gases nobles o inertes, llamados así por su reactividad nula en esa época.

En 1916 KOSSEL explicó la formación de iones estables por la tendencia que tienen los átomos a

ganar o perder electrones para llegar a tener la configuración electrónica externa de los átomos de un gas

noble.

En ese mismo año fue LEWIS quien propuso que las uniones entre los compuestos no iónicos se

producía porque los electrones de 2 átomos diferentes se compartían de a pares, entre ambos átomos, de

manera tal que en la medida posible, se formaran octetos estables.

Los gases nobles son sustancias muy poco reactivas, son todos monoatómicos, lo que significa que ni

siquiera tienen tendencia a reaccionar consigo mismo. Recién en 1962 se pudieron preparar compuestos bien

definidos del Xe y del Kr (XeF4; XeO3; KrF2) en condiciones muy especiales. Su escasa reactividad induce a

pensar que sus CE son más estables que las de otros elementos.

La propuesta de Lewis fue una importante aproximación. Hoy sabemos que:

“Los átomos al combinarse tienden a adquirir una configuración electrónica que les dé la mayor

estabilidad posible: la del gas noble más cercano en número atómico”

Como los gases nobles, salvo el He presentan 8 electrones en su capa externa, la ley enunciada recibe

el nombre de Ley del Octeto.

Esta ley se cumple rigurosamente para los elementos representativos, no así para los demás.

Lewis desarrollo una manera práctica para representar las uniones químicas. Esta consiste en escribir

el símbolo del elemento y a su alrededor los electrones de la última capa. Los electrones se representan por

puntos, rayas, cruces, etc.

Ejemplo:

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CLASIFICACIÓN DE LAS UNIONES QUÍMICAS

Para poder clasificar los tipos de uniones químicas debemos retomar una propiedad periódica, la

electronegatividad (capacidad que tienen los átomos para atraer electrones en una unión química).

De acuerdo a la tabla de electronegatividades, existen tres posibilidades de combinación entre

elementos que dan lugar a las distintas uniones químicas:

1) Que los valores de electronegatividad de los átomos que intervienen en la unión sean

de marcadas diferencias. UNIÓN IÓNICA

2) Que ambos posean electronegatividad alta y similar. UNIÓN COVALENTE

3) Que ambos posean electronegatividad baja y similar. UNIÓN METÁLICA.

UNIÓN IÓNICA.

La unión iónica ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es notable y

su característica esencial es que hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro con

formación de cationes y aniones.

Experimentalmente se ha determinado que la diferencia de electronegatividad es igual o mayor que 2.

Dicho de otra manera esta unión ocurre entre Metales y No Metales.

Por ejemplo considerando el cloruro de sodio, si escribimos la CE del Sodio y del Cloro veremos que

al átomo de sodio le sobra un electrón para adquirir la CE del gas noble más cercano (Ne) y al átomo de

cloro le falta un electrón para adquirir la CE del gas noble más cercano (Ar).

11 Na (CE) 1s2 2s2 2p6 3s1.

17 Cl (CE) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

El átomo de Na tiene 11p+ y 11 e- distribuidos en 3 niveles 1°) 2 e-; 2°) 8 e-; 3°) 1 e-. Si pierde el

último electrón se queda con un último nivel de 8 electrones y cumplimenta la ley del octeto

11 Na - 1 e- Na+ catión sodio

2-8-1 2-8

El átomo de Cl tiene 17 p+ y 17 e- distribuidos en 3 niveles de energía: 1°) 2 e- ; 2°) 8 e- ; 3°) 5 e-. Si

gana un electrón se queda con un último nivel de 8 electrones cumplimentando la ley del octeto.

17 Cl + 1e- 17 Cl- anión cloruro

2-8-7 2-8-8

El cloro tiende a atraer los electrones de la unión hacia su núcleo porque es el elemento más

electronegativo. Esto produce la transferencia del electrón del sodio (que tiene baja energía de ionización)

hacia el cloro (que tiene alta afinidad electrónica). El resultado es la formación de un catión y un anión. La

unión se produce debido a fuerzas de carácter electrostático y los iones se atraen mutuamente con una fuerza

cuya intensidad es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que los separa (Ley de Coulomb).

Sin embargo hay atracción hasta cierto punto ya que a distancias menores existen fuerzas de repulsión entre

las nubes electrónicas exteriores de los iones. La fuerza de atracción se extiende en todas direcciones del

espacio y el ion Na+ se rodea de cierto número de iones Cl- y recíprocamente.

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El cloruro de sodio no existe en forma molecular, es decir que la fórmula NaCl no representa una

molécula de la sustancia sino que es su fórmula mínima (indica la mínima relación que debe haber entre

ellos). El cloruro de sodio forma una red tridimensional, en el cual cada Na+ está rodeado de 6 Cl- y al

mismo tiempo cada Cl- está rodeado por 6 Na+

El esquema representado es una red cristalina. Existen otros ordenamientos posibles para iones en

una red que dan origen a otras estructuras cristalinas.

Según la notación de Lewis la unión iónica se representa:

● ● _

● ●

Na+ ○ ● Na Cl ● ●

ESTRUCTURA DE LEWIS FÓRMULA MÍNIMA

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

1) Cuando se encuentran en estado sólido, los iones formados se atraen entre sí por efecto de las

fuerzas electrostáticas formando redes cristal. La geometría de la red está determinada por el

tamaño de los iones y la necesaria neutralidad global del cristal.

2) En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, ya que los iones que forman la red carecen de

movilidad, en solución o en estado de fusión conducen la corriente eléctrica, al disolverse en

agua la red cristalina se desarma, los iones quedan libres y pueden conducir la electricidad.

3) Poseen elevados puntos de fusión y de ebullición, ya que es muy difícil romper las fuerzas

electrostáticas. Ej.; Punto fusión NaCl = 801°C. Punto de ebullición NaCl = 1465°C

4) La mayoría son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados.

5) Son solubles en agua y otros solventes polares.

6) Son duros y quebradizos. Presentan gran resistencia al rayado, pero si se les aplican fuerzas

moderadas se quiebran.

Cl

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UNIÓN COVALENTE.

La unión covalente ocurre entre átomos de elementos cuya electronegatividad es alta y similar o su

diferencia muy pequeña, se produce por el compartimiento de pares electrónicos.

Dicho de otra manera esta unión ocurre entre dos No Metales iguales o diferentes.

Al representar la estructura de Lewis, se diferencian dos formas de compartir los electrones que darán

origen a dos clases de uniones covalentes.

UNIÓN COVALENTE COMUN

Se establece entre dos átomos en el cual el par electrónico compartido está formado por un electrón

proveniente de cada uno de los dos átomos entre los que se produce la unión.

Esta unión se puede establecer entre átomos de un mismo elemento (unión homonuclear) o entre

átomos de elementos diferentes (unión heteronuclear).

A su vez dos átomos pueden compartir uno o más pares de electrones, dando lugar a uniones

covalentes simples, dobles o triples.

Según la notación de Lewis la unión covalente común se representa:

En vez de usar la notación de Lewis, se puede usar en esta unión la fórmula desarrollada, en la cual

solo se representa el par de electrones compartidos por una raya. Para las sustancias anteriores:

H Cl H N H

H Otra forma es utilizar la fórmula molecular, llamada así porque se forman moléculas. En ellas se coloca

el símbolo del elemento, primero el elemento menos electronegativo, luego el más electronegativo y la

cantidad de átomos que hay de cada uno de ellos. Para las sustancias anteriores:

HCl NH3

Cloruro de hidrógeno Amoníaco.

UNION COVALENTE DATIVA O COORDINADA

Se establece entre dos átomos de dos elementos en el cual el par electrónico compartido es aportado

por uno solo de los átomos.

Tomemos como ejemplo el SO2.

El S y el O tiene 6 electrones en su último nivel energético, o sea que ambos necesitan 2 electrones

para cumplimentar la regla del octeto, formándose un enlace covalente doble, ambos átomos completan así

la configuración electrónica del gas noble.

De acuerdo a la regla del octeto no se podrían formar más enlaces

¿Cómo se unen entonces los dos átomos de oxigeno restantes?

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El átomo de S, que al unirse por covalencia doble con un átomo de O ya alcanzó el octeto, tiene dos

pares de electrones sin compartir que aporta para la formación de un enlaces covalentes dativos. De esta

forma el S mantiene sus 8 electrones y cada O también.

Estructuralmente no se puede distinguir entre un enlace covalente común y un enlace covalente

dativo. Es un par de electrones compartido, independientemente de cómo se formó. El enlace covalente

dativo se representa por una flecha que va desde el dador hasta el aceptor de electrones.

Como al S le queda un par de electrones sin compartir podría formar otro enlace covalente dativo y

formar el compuesto SO3, cuya fórmula desarrollada es:

O = S O

O

Recordar para que exista una unión covalente dativa debe:

1) Existir por lo menos una unión covalente común.

2) El dador debe tener pares de electrones sin compartir

Las uniones covalentes pueden a su vez clasificarse en:

UNIONES COVALENTES POLARES

Los electrones compartidos pasan estadísticamente más tiempo cerca del núcleo del elemento más

electronegativo. La diferencia de atracción de los núcleos atómicos genera un dipolo permanente en la

molécula. Ej; HF, H2O.

UNIONES COVALENTES APOLARES

Los electrones compartidos son atraídos por ambos núcleos en igual magnitud, ya que ambos átomos

tienen la misma electronegatividad. Ej. Cl2, H2.

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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

1) Son moléculas individuales unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles, pueden

encontrarse en los tres estados de agregación: sólido, líquido, gaseoso.

2) Poseen bajos puntos de ebullición y de fusión, ya que las fuerzas intermoleculares que las unen

son débiles. Ej.: Punto de fusión del SO2 -75°C, punto de ebullición SO2 -10°C

3) No conducen la corriente eléctrica, ni el calor.

4) Su solubilidad depende de la polaridad del enlace. Las moléculas polares, como la sacarosa, son

solubles en solventes polares como el agua. En cambio las moléculas no polares, como el yodo,

son solubles en solventes no polares como el tetracloruro de carbono.

5) Los sólidos moleculares son blandos y no presentan gran resistencia mecánica.

UNIÓN METÁLICA

La unión metálica ocurre entre átomos con electronegatividad baja y cercana. Ninguno de los átomos

atraerá con gran fuerza los electrones de la unión. Esto hará que los electrones externos se hallen en un

estado relativamente libre y quede una red cristalina de cationes, cuya estabilidad se concreta por la

presencia de electrones entre ellos. Sin embargo, estos electrones no pertenecen a ningún átomo en

particular, sino al cristal como un todo.

El ejemplo de este tipo de unión son los metales en su estado elemental.

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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.

1) Los metales forman redes distintas a los compuestos iónicos.

2) Los metales conducen la corriente eléctrica y el calor, esto se debe a la libertad de los electrones

externos para moverse dentro de la red cristalina tridimensional.

3) Poseen puntos de fusión y de ebullición elevados, lo que indica que ese mar de electrones debe

unirse fuertemente a los iones positivos. Ej. Punto de fusión del Fe 1539°C, punto de ebullición

del Fe 2740°C.

4) Son dúctiles, maleables y poseen brillo, esto ocurre porque los iones tienen todas las mismas

cargas y se pueden deslizar fácilmente unos sobre otros en varias direcciones. El brillo se

encuentra asociado a la movilidad de los electrones.

5) Cuando los metales se calientan a ebullición no tienen brillo metálico, ni conducen la corriente

eléctrica. Son monoatómicos y carecen de enlaces.

TEORIA DE LA REPULSION DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA.

TRePEV

La estructura de Lewis solo permite representar las uniones químicas entre los átomos de forma

bidimensional, pero no indica nada de la tridimensional. Las moléculas de las diferentes sustancias tienen

distinta forma por la distribución geométrica que adoptan los átomos en el espacio. Un ejemplo el almidón y

la celulosa tienen la misma forma molecular, pero distinta distribución de sus átomo, esto hace la diferencia

por la cual nuestro cuerpo no puede procesar la celulosa pero sí el almidón.

Esta distribución es muy importante ya que no solo justifica sus propiedades sino que también permite

predecirlas. Por Ej.; la solubilidad, el punto de ebullición, etc.

Existen métodos experimentales para determinar los ángulos y longitudes de los enlaces en una molécula.

La distribución espacial puede ser:

1) En moléculas biatómicas como Cl2 ó HF la única posibilidad es la lineal

A – B

2) En moléculas con más de 2 átomos la situación es distinta:

B—A –B A

Ángulos de 180° B B Ángulos < 180°

CO2 SO2

Para explicar los datos experimentales acerca de la geometría molecular Sidwick y Power, tuvieron en

cuenta las interacciones electrostáticas entre los pares de electrones externos o de valencia. Posteriormente

Gillespie retomó y amplio la teoría.

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“La distribución de los enlaces alrededor de un centro atómico depende del número de pares

electrónicos que rodean a ese átomo, ya que existen determinadas regiones de alta densidad

electrónica a su alrededor”

Un enlace covalente simple, doble, triple, etc. produce regiones de alta densidad electrónica que se ordenan

alrededor del átomo central de forma tal que su separación sea máxima con lo cual la repulsión que ejercen

entre sí es mínima.

: A : Dos pares de electrones distribuidos de forma lineal.

A Tres pares de electrones distribuidos de forma triangular simétrica.

Debemos diferenciar los electrones compartidos de los no compartidos.

Los pares de electrones no compartidos ocupan un espacio mayor alrededor del núcleo ya que se repelen con

mayor fuerza.

HIPÓTESIS DE ESTA TEORÍA.

1) El factor que determina la geometría molecular es el número de pares de electrones externos de los

átomos involucrados en la unión.

2) Los pares de electrones se repelen entre sí y se acomodan en el espacio de manera tal que la distancia

entre ellos sea la máxima posible para que la repulsión sea mínima.

3) Los pares de electrones no compartidos ocupan más espacio que los compartidos.

4) Los pares de electrones compartidos que forman enlaces múltiples se consideran equivalentes a un

par de electrones de un enlace simple.

Cuatro pares de electrones se ubican en los vértices de

un tetraedro regular

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GEOMETRÍA MOLECULAR.

Es el orden en que se acomodan los átomos alrededor del átomo central y se relaciona con la

geometría electrónica.

FORMULA

PARES DE ELECTRONES

GEOMETRÍA MOLECULAR

EJEMPLOS

No compartid. Compartidos

AX2

----

2

-- A-- Lineal α = 180°

CO2; Cl2Be

1

2

A Angular α <120°

SO2; PbCl2

2

2

A Angular α < 109°

H2O; H2S

AX3

----

3

A Plana triangular α = 120°

BF3; NO31-

1

3

A

Piramidal α <109°05’

NH3; H30+

AX4

---

4

Tetraédrica α = 109° 05’

A

CH4; SO42 -

AX5

---

5

Bipirámide triangular.

α= 120° β =90°

PF5

AX6

---

6

Octaédrica

α= 90° β = 180°

SF6

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FUERZAS INTERMOLECULARES

Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas.

Son fuerzas débiles comparadas con las que mantienen unidos a los átomos en las uniones covalentes.

Ej; necesito menos calor para romper la unión entre las moléculas de agua (40,8 KJ.) que para romper el

enlace O-H de la misma cantidad de agua (930 KJ.).

Estas fuerzas reciben el nombre de FUERZAS DE VAN DER WAALS (en honor al holandés que

comenzó a estudiarlas. 1837-1923).

Estas fuerzas son las responsables de la existencia del estado sólido y líquido de la materia.

FUERZAS DE LONDON ó DIPOLO TRANSISTORIO

FUERZAS DE VAN DER WAALS FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

PUENTE DE HIDRÓGENO

FUERZAS DE LONDON o DIPOLO TRANSITORIO

Son uniones características de las moléculas no polares. Ej.; O2, CH4; H2.

El movimiento de los electrones en estas moléculas genera dipolos transitorios, que cambian de manera

constante en sentido y magnitud. Estos dipolos al acercarse a otras moléculas generan o inducen otros

dipolos.

Dipolo Dipolo inducido

El átomo de helio tiene 2 electrones en movimiento, puede originarse por un momento mayor densidad de

electrones en una zona de la molécula que en la otra, generando un polo negativo y un polo positivo

transitorio. Este induce dipolos en otras moléculas.

A mayor número de electrones mayor posibilidad de dipolos transitorios. Estos dipolos también se generan

por la cercanía de una molécula polar.

Estas son las responsables de la condensación a bajas temperaturas, aún de los gases nobles.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO.

Estas fuerzas ocurren entre moléculas polares (en ellas existen dipolos).

Las moléculas se acomodan de manera que el polo positivo de una quede lo más cercano posible del polo

negativo de la otra. Así se produce atracción electrostática entre los dipolos opuestos.

Estas fuerzas solo ocurren si las moléculas están muy próximas.

+ -

-

+ -

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Son las responsables de los altos puntos de fusión y de ebullición de las sustancias. Explican la atracción

entre iones y el extremo opuesto de una molécula polar. Se explica así la solubilidad de las sustancias

Iónicas. (Por formación del ion solvatado, los iones se rodean de moléculas de solvente, si es agua se

hidratan).

UNION PUENTE DE HIDRÓGENO.

Es un tipo especial de dipolo-dipolo, ocurre cuando un átomo de H, unido a un elemento muy

electronegativo por un enlace covalente, interacciona con un par electrónico no compartido de otro átomo de

alta electronegatividad, formándose puentes entre las moléculas.

H

H O H

O H O

H H H.

O

H

Los elementos más electronegativos son: F, O, N y a veces Cl.

Este tipo de unión es la responsable de los elevados puntos de ebullición de las sustancias y de las

singulares características del agua. Por ejemplo: en el agua líquida los puentes de H se forman y se rompen

continuamente. En el agua sólida (las moléculas están ordenadas en red) existe la máxima cantidad posible

de puentes de H por eso ocupa un volumen mayor que el agua líquida.

Los puentes de H pueden ser intermoleculares (dentro de una molécula) o intramoleculares (entre

moléculas)

La energía necesaria para romper esta unión es entre 5 y 25 KJ. Es la unión más fuerte de las tres.

FUERZAS DE ESTAS UNIONES

U. Covalente > Puente de H > F de London ≈ F dipolo-dipolo

100 10 1 1

MOMENTO DIPOLAR

El momento bipolar permite cuantificar el carácter polar de un enlace.

μ = q . l

μ: momento bipolar.

q: carga eléctrica.

l: distancia que separa las cargas eléctricas.

El momento bipolar se mide en Debyes (D)

Cl-

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.

Cuando hay más de un enlace el momento bipolar puede ser:

1) μ = 0 Si hay simetría en los enlaces tal que los momentos bipolares se compensen entre sí. Por

ej.; CO2 δ- 2δ+ δ-

: Ö = C = Ö:

2) μ ≠ 0 Si no hay simetría en la molécula por ejemplo en el agua μ =1,03 D.

O

H H