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SERIE 4 UNIONES QUÍMICAS CBC QUÍMICA Cátedra Bruno – Di Risio Los átomos en el mundo que nos rodea se encuentran unidos formando infinidad de sustancias que pueden presentarse al estado sólido, líquido o gaseoso. Al tratar de comprender la expresión “unión química” podemos plantearnos varias preguntas: ¿Por qué se unen los átomos? ¿Qué tipos de sustancias forman al unirse? ¿Cuál es la fuerza que los mantiene unidos? ¿Hay un único tipo de fuerza? ¿Por qué a la misma temperatura algunas sustancias son sólidas, otras son líquidas y otras gaseosas? UNIONES QUÍMICAS Los átomos se unen para formar una estructura más estable que la que tienen cuando están aislados. Los electrones de valencia (los electrones más externos) intervienen activamente en la formación de los enlaces químicos. En los elementos representativos, los e- de valencia constituyen la configuración electrónica externa (C.E.E.). Las propiedades químicas de los elementos de un grupo son similares. Regla del octeto: “los átomos de los elementos al combinarse tienden a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano en número atómico en la tabla periódica”. Los átomos que lograran completar su nivel más externo con 8 e- (ó con 2 e-, en algunos casos), adquieren más estabilidad. La configuración electrónica alcanzada es semejante a la del gas noble más cercano.(*) En principio, se puede adquirir la configuración de gas noble : Cuando se comparten electrones entre dos átomos . Cuando un átomo transfiere electrones a otro. (*) Hay excepciones! UNIONES QUÍMICAS SÍMBOLOS DE LEWIS G. Lewis desarrolló una manera práctica para representar las uniones químicas que consiste en escribir el símbolo químico del elemento rodeado por los electrones químicamente importantes (externos) llamados electrones de valencia. X Símbolo químico Electrones de valencia (pueden representarse con puntos o cruces) GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18 e- de valencia 1 2 3 4 5 6 7 8* Símbolos de Lewis para los elementos representativos (*) excepto para el Helio que tiene 2 electrones de valencia CLASIFICACIÓN DE LAS UNIONES O ENLACES QUÍMICOS IÓNICOS COVALENTES En general, entre un elemento de electronegatividad alta y otro con electronegatividad baja. Entre elementos con electronegatividades altas y cercanas. METÁLICOS Entre elementos de electronegatividades bajas y cercanas El enlace predominante se define a partir de las propiedades que presenta la sustancia ¿Qué es la ELECTRONEGATIVIDAD? No es una propiedad de átomos aislados, sino que es una propiedad útil para estudiar la manera en que se unen los átomos. Se define como la capacidad de un átomo de atraer hacia si los electrones de una unión con otro átomo. Los valores de las electronegatividades no tienen unidades y están dados por la escala de Pauling que le asignó al flúor un valor de 4.0 (el más electronegativo) y a los demás elementos valores menores. Teniendo en cuenta que el valores entre 0 – 2.0 es electronegatividad baja y entre 2.0 – 4.0 es alta: - ¿Qué valor de electronegatividad tienen en general los metales? ¿Es alto o bajo? - ¿Qué valor de electronegatividad tienen los no metales?¿Es alto o bajo? Ocurre entre átomos con electronegatividades bajas y cercanas Ninguno de los átomos atrae con fuerza los electrones de la unión (baja electronegatividad). Esto hará que los electrones externos se hallen en un estado relativamente libre y quede una red cristalina de cationes ( formados por los núcleos y los electrones “más cercanos”), estabilizada por los mencionados electrones externos. Los electrones externos no pertenecen a ningún átomo en cuestión sino al cristal como un todo. ENLACE METÁLICO ¿Qué características tienen los compuestos con este tipo de enlace? Conducen la corriente eléctrica y el calor debido a la libertad de los electrones externos a moverse por la red cristalina. Tienen puntos de fusión y densidades elevadas debido a que los electrones unen fuertemente a los iones positivos. El brillo esta asociado a la movilidad de los electrones. ¿Entre qué tipo de elementos encontraremos este enlace? 11Na : (1s) 2 (2s)2 (2p)6 (3s)1 Elemento con baja electronegatividad 17Cl : (1s) 2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)5 Elemento con alta electronegatividad Na → Na+ + e- Cl + e- → Cl- Na+ - Na+ - Estructura de Lewis del Estructura de Lewis del catión sodio anión cloruro ENLACE IÓNICO Ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad (ΔE) es notable. Se produce por transferencia de electrones desde un átomo a otro, con formación de cationes y aniones. C.E.E. X ¿Cuál es la C.E.E. de Na+ y Cl- ? ¿Cómo influye en la estabilidad de ambos iones? Estructura de Lewis del Cloruro de sodio ¿Entre qué tipo de elementos encontraremos generalmente este enlace? X En esta unión participan iones: el catión sodio y el anión cloruro. Ambos tienen la configuración electrónica de los átomos de un gas noble. Los iones se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas formando redes cristalinas. La fórmula química de los compuestos recibe el nombre de UNIDAD FÓRMULA y es una fórmula empírica. ENLACE IÓNICO ¿Qué características tienen los compuestos con este tipo de enlace? Alto punto de fusión y punto de ebullición. Los iones en estado fundido o en solución adquieren movilidad y pueden conducir la corriente eléctrica. NaCl ENLACE IÓNICO CsCl ZnS CaF2 ENLACES COVALENTES Según la polaridad del enlace Según los pares de electrones compartidos Se pueden clasificar NO POLAR POLAR SIMPLE COORDINADO DOBLE TRIPLE H - H H - Cl H - H O = O N Ξ N 1 PAR 2 PARES 3 PARES ENLACES COVALENTES S O O Ocurre entre átomos con electronegatividades altas y semejantes. Para adquirir la configuración electrónica (C.E.) de gas noble se comparten pares de electrones. Se forman moléculas, entidades discretas que constituyen la porción más pequeña de una sustancia. Las moléculas se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares. Estructura de Lewis: F2 Fórmula desarrollada: F – F ENLACES COVALENTES El par de electrones compartidos se representa entre los símbolos de los átomos que participan en el enlace. El par de electrones compartidos se representa mediante una línea que une ambos símbolos químicos. ¿Entre qué tipo de elementos encontraremos generalmente este enlace? Algunos ejemplos…. En todos estos casos el par electrónico compartido está formado por un electrón proveniente de cada átomo. En el enlace covalente dativo el par electrónico es aportado por uno solo de los átomos que ya ha completado su octeto. (Es una variante del enlace simple). Ejemplo: SO2 El oxígeno se une al azufre mediante un enlace covalente doble para completar los ocho electrones. De esta manera el azufre también completa su octeto y se une con el otro oxígeno mediante un enlace covalente dativo o coordinado, en el cual el par electrónico es aportado solamente por el azufre. Para representar el enlace dativo en la fórmula desarrollada se realiza una flecha que apunta hacia el átomo aceptor (en este caso, el oxígeno acepta el par de electrones del azufre). O = S → O ENLACE COVALENTE DATIVO ó COORDINADO Algunos ejemplos…. En el enlace covalente coordinado o dativo el par electrónico es aportado por uno solo de los átomos que ya ha completado su octeto. NOTA: Cabe destacar que al enumerar los enlaces covalentes, el enlace dativo puede tomarse como uno simple. En el primer ejemplo del cuadro, para el N2O5, hay dos enlaces covalentes dobles y cuatro enlaces covalentes simples. ¿Qué es la POLARIDAD DE ENLACE? Distribución de carga o nube electrónica alrededor de los átomos que constituyen un enlace covalente. Simétrica (entre núcleos=) Asimétrica (entre núcleos ≠) Enlace no polar μ=0 Enlace polar μ≠0 La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos que se unen. A mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace, mayor polaridad de enlace. Si la diferencia de electronegatividad entre átomos es muy grande, podemos tener un caso extremo en el que se presenta “una cesión de electrones” (unión iónica). H - H Cl - Cl H - Cl Na+ Cl- - POLARIDAD DE ENLACE + ¿Qué es el MOMENTO DIPOLAR? El momento dipolar, «µ», es un vector que se dirige desde el centro de la carga positiva hacia el centro de la carga negativa. Su módulo (µ) es igual al valor absoluto de la carga (situada en cualquiera de los dos polos) por la distancia que las separa: µ = │q│x d Unidad: Debye (D) El polo «+» está sobre el átomo más electropositivo (menos electronegativo) mientras que el polo «-» está sobre el átomo más electronegativo. → + - + - → µ Compuesto Momento dipolar (D) H2 0 O2 0 Cl2 0 HI 0,38 CO 0,12 NO 0,15 Algunos ejemplos… En términos prácticos, el módulo del vector va a ser mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan del enlace EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO La regla del octeto presenta algunas limitaciones: 1. Átomos con menos de ocho electrones (octeto incompleto): I. Átomos con N° de e- de valencia menor a cuatro: elementos del 2º período: Be y B II. Moléculas en las cuales el N° de e- de valencia es impar, el átomo central tiene menos de 8 e- : NO 2. Átomos con más de ocho electrones (octeto expandido): PCl5 y SF6 El nitrógeno sólo completa 7 electrones de valencia al enlazarse con el oxígeno Nótese que, si bien el Be es un metal, forma enlaces covalentes… En otros compuestos tanto el P como el S cumplen la regla del octeto… El berilio, al unirse al hidrógeno, no completa el octeto ya que en su último nivel presenta cuatro electrones. El boro, al unirse al hidrógeno, no completa el octeto, ya que en su último nivel presenta seis electrones El fósforo y el azufre, en este ejemplo, exceden el octeto ya que presentan su último nivel con 10 y 12 electrones respectivamente. ENLACES QUÍMICOS - RESUMEN IÓNICOS COVALENTES . METÁLICOS Entre elementos con electronegatividades bajas y cercanas. Ninguno de los átomos atrae con fuerza los electrones de la unión, esto hará que los electrones externos se hallen en un estado relativamente libre (deslocalizados) y quede una red cristalina de cationes cuya estabilidad se concreta por la presencia de electrones entre ellos. En general, entre elementos con marcada diferencia de electronegatividad. Los iones (cationes y aniones) se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas formando redes cristalinas. Entre elementos con electronegatividades altas y cercanas. Los átomos comparten uno o más pares de electrones de valencia. Se forman moléculas que se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares. A resolver ! Ejercicios 1) Dadas las sustancias: a- Fluoruro de calcio Ca F2 b- cloruro de hidrógeno H Cl c- metano C H4 a- Representar la estructura de Lewis más adecuada para cada sustancia. b- Señalar la /s sustancias covalentes. 2) Ordenar los siguientes enlaces covalentes, por polaridad creciente: a. P F b. C S c. O H 3) Señalar las afirmaciones verdaderas: a- Los enlaces químicos se fundamentan en atracciones entre cargas eléctricas b- El enlace covalente consiste en compartir dos o más pares de electrones entre elementos de electronegatividad baja y cercana c- En los elementos metálicos los electrones de valencia están muy débilmente atraídos por el núcleo d- El enlace iónico es la fuerza de atracción entre iones de carga opuesta que se originan a partir de elementos de electronegatividades muy diferentes. BIBLIOGRAFÍA QUÍMICA BÁSICA. Di Risio, C; Roverano, M ;Vazquez, I. 6° ed mejorada. Ciudad Autónoma de Buenos Aires: CCC Editorial Educando, 2018. Apéndice de Nomenclatura de la Guía de Ejercicios y Guías de Estudio - Química – CBC – 2019. Algunas imágenes fueron obtenidas de diversas páginas web.
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