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ALUMNO:
AUTORA:
Prof. Ma. Laura Sanchez
Fisicoquímica 3ro ES
Uniones químicas
2.1 Diagrama electrón­punto para los elementos representativos
Como hemos visto, los elementos representativos son aquellos de los grupos 1, 2,
13,14,15,16, y 17.
Los elementos del grupo 1 tienen en común el hecho de que su configuración electrónica
termina en s1 , o sea que poseen un electrón en su último nivel de energía. Los que pertenecen al
grupo 2 poseen dos electrones (s2) , para los elementos correspondientes al grupo 13, si
contamos en su último nivel los dos electrones correspondientes al subnivel s más el electrón
correspondiente al subnivel p, tenemos que todos ellos poseen tres electrones en su último nivel.
Y así sucesivamente tendremos 4 electrones para el grupo 14, 5 para el 15, 6 para el 16, 7 para
el 17 y 8 para el 18.
A éstos electrones más externos se los denomina electrones de valencia y son los que
intervienen en los enlaces químicos.
Podemos
realizar
un
diagrama
denominado
electrón-punto
para
cada
átomo
representativo ubicando alrededor de su símbolo químico la cantidad de puntos que corresponden
a sus electrones de valencia, así por ejemplo para representar el oxígeno, tendremos:
para el cloro tendremos:
, para el hidrógeno tendremos
Actividad 2.1.1 Realizar el diagrama electrón-punto para todos los elementos representativos de la tabla
periódica, completar los espacios, ya hay algunos símbolos como referencia :
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grupo Uniones químicas
1 periodo 2 13 14 15 16 17 18 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 4 5 6 7 Actividad 2.1.2 Pintar en el cuadro anterior de color rojo las celdas que pertenecen a elementos que son
metales y de color azul las celdas que pertenecen a elementos que son no metales.
2.2. La regla del octeto A comienzos del siglo XX, llamó la atención de los científicos que los elementos del
grupo 18, todos con 8 electrones en su último nivel de energía excepto el Helio que tiene 2,
fueran muy poco reactivos, o sea que no tienden a combinarse con otros elementos, por esto
pensaron que los átomos adquieren mayor estabilidad al completar con ocho electrones su último
nivel de energía, o sea que ceden, comparten o captan electrones de otros átomos hasta alcanzar
este número de electrones en su último nivel.
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Regla del octeto: “los átomos se unen entre sí compartiendo o transfiriendo electrones
de manera de adquirir la configuración electrónica externa de los átomos del gas noble más
próximo en la tabla periódica”
Aunque esta regla no tiene validez universal, nos servirá en el estudio de las uniones que
aprenderemos durante este año.
2.3. Los compuestos iónicos Si observamos en el diagrama que realizamos en la actividad 1, el Cloro posee 7
electrones en su último nivel, si recordamos su configuración electrónica, ésta es:
CE Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
La configuración electrónica de su gas inerte más cercano, el Argón, es:
CE Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Significa que en una unión química el cloro tendrá a captar un electrón que le falta en el
nivel 3 subnivel p para alcanzar la configuración electrónica del Argón, para hacer las cosas más
simples diremos que el Cloro tiene 7 electrones de valencia y le falta uno para llegar a 8.
En el caso del sodio (Na), la configuración electrónica es:
CE Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
La configuración electrónica de su gas inerte más cercano, el Neón es:
CE Ne = 1s2 2s2 2p6
(Observemos que el gas inerte más cercano al Sodio es el Neón y no el Argón pese a
que estos dos últimos se encuentran en el mismo periodo, del Neón (10) al Sodio (11) hay menos
distancia que del Sodio (11) al Argón (18).
Por lo tanto el sodio deberá ceder su electrón ubicado en el nivel 3 subnivel s.
Si se unen el Cloro con el Sodio, el Cloro captará el electrón que el sodio le cede, y de
ésta manera los dos átomos tendrán la configuración de su gas inerte más cercano.
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Un átomo de cloro completa entonces a un átomo de Cloro, el primero queda con un
electrón de menos, o sea con una carga positiva y el segundo queda con un electrón de más, o
sea con una carga negativa.
“En estas uniones, el metal cede electrones y queda positivo y el no metal capta
electrones y queda negativo”
La forma de representar esta unión es la siguiente, y se denomina Estructura de Lewis:
La fórmula molecular del compuesto formado será:
NaCl
¿Cómo se llaman estas sustancias? Los compuestos que están formados por un metal (como es el caso del Na) y un no
metal (como es el caso del Cl) son sales y reciben el nombre de la siguiente manera*:
“No metal + uro de Metal”
Para el caso visto anteriormente, será:
Cloruro de sodio
* Veremos más adelante el nombre que reciben los compuestos en el caso de que el no
metal sea Oxígeno o Hidrógeno.
Otro ejemplo: Realizaremos la unión entre el Bromo y el Magnesio
Si observamos la tabla de la actividad 1, vemos que el Bromo tiene 7 electrones de
valencia y el Magnesio tiene 2.
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Por lo tanto, necesitaré dos átomos de Bromo para que capten los electrones que cede el
Magnesio.
Estructura de Lewis:
Fórmula Molecular:
MgBr2
Nombre: Bromuro de Magnesio.
Actividad 2.3.1 Realizar las uniones entre los siguientes elementos, en cada caso indicar: estructura de
Lewis, Fórmula molecular y Nombre del compuesto.
a) Flúor y Potasio
b) Flúor y Calcio
c) Azufre y Litio
d) Azufre y Magnesio
e) Azufre y Aluminio
f) Bromo y Galio
g) Iodo y Berilio
h) Iodo y Sodio
i) Cloro y Aluminio.
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2.4. Compuestos iónicos con oxígeno : óxidos básicos Cuando se une un metal con oxígeno, la unión que se forma también es iónica, y el
compuesto se llama óxido de (nombre del metal)
Ejemplo:
Óxido de sodio
Estructura de Lewis
Fórmula molecular
Na2O
Actividad 2.4.1. Realizar la estructura de Lewis y la fórmula molecular para los siguientes óxidos:
a) Óxido de Aluminio
b) Óxido de Magnesio
c) Óxido de Potasio
d) Óxido de Galio
e) Óxido de Calcio.
2.5. Compuestos iónicos con hidrógeno : hidruros metálicos Cuando se une un metal con hidrógeno, la unión es iónica y el compuesto se llama
Hidruro de (metal)
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Hay que tener en cuenta que el hidrógeno tiene un solo electrón y que su gas noble más
cercano es el Helio, que tiene dos electrones, por lo tanto en uniones iónicas con metales el
hidrógeno captará un electrón para completarse.
Ejemplo:
Hidruro de magnesio
Estructura de Lewis
Fórmula molecular
Mg H2
Actividad 2.5.1. Realizar la estructura de Lewis y la fórmula molecular para los siguientes hidruros:
f) Hidruro de Aluminio
g) Hidruro de Berilio
h) Hidruro de Potasio
i) Hidruro de Galio
j) Hidruro de Calcio.
2.6 Uniones covalentes con oxígeno: óxidos ácidos u oxoácidos Como hemos visto en los ejemplos trabajados anteriormente, las uniones iónicas
suceden cuando se une un elemento metálico con uno no metálico. En estos casos hemos visto
que el no metal posee mayor fuerza de atracción hacia los electrones del enlace por lo tanto logra
arrancárselos al metal que queda positivo.
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Si se unen dos no metales, sucede que ninguno de los dos es capaz de quitarle los
electrones al otro, entonces comparten pares de electrones para completar su último nivel.
A este tipo de unión se la llama “enlace o unión covalente”.
Ejemplo: unión entre el Oxígeno y el Cloro, Cada Cloro tiene 7 electrones de valencia,
necesita compartir uno para llegar a 8, y el Oxígeno tiene 6 electrones de valencia, necesita
compartir 2 para llegar a 8. Por lo tanto se necesitarán dos Cloros para un Oxígeno.
Estructura de Lewis
Fórmula Molecular:
Cl2O
El nombre de este compuesto puede darse de dos formas:
Según la nomenclatura tradicional: se utilizan los prefijos “mono, di, tri, etc…” oxido de
“di, tri, etc…” no metal. Según la cantidad de átomos de oxígeno y de no metal que tengan las
moléculas.
En este caso monóxido de di cloro
Según la nomenclatura moderna: se llama óxido de no metal (cantidad de electrones del
no metal que participan en enlaces, en números romanos).
En este caso Óxido de Cloro (I)
2.7 Unión covalente coordinada o dativa Existe otro tipo de enlace donde un solo átomo aporta el par de electrones que son
compartidos, a este tipo de enlace se lo llama “unión coordinada o dativa”.
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Este tipo de uniones sólo existe cuando ya los átomos han completado su último nivel
con las uniones covalentes.
Ejemplo:
Estructura de Lewis :
Fórmula Molecular:
Cl2O3
Nombres de este compuesto:
Nomenclatura tradicional: Trióxido de diCloro
Nomenclatura moderna: Óxido de Cloro (III)
Actividad 2.7.1. Realizar todos los óxidos posibles indicando fórmula molecular, estructura de Lewis y
nombres para:
a) Oxígeno y Cloro
b) Óxígeno y Azufre
c) Óxígeno y Nitrógeno
Actividad 2.7.2. Para los siguientes óxidos, indicar fórmula molecular, estructura de Lewis y otro nombre
posible.
a) Óxido de Bromo (III)
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b) Óxido de Selenio (IV)
c) Óxido de Fósforo (V)
d) Óxido de Carbono (IV)
e) Óxido de Yodo (I)
2.8 Uniones covalentes con hidrógeno: hidrácidos El hidrógeno forma compuestos con algunos elementos especialmente del grupo 16 ó 17 como el
Azufre, selenio, Flúor, Cloro, Bromo, Iodo donde comparte su único electrón en una unión
covalente.
El nombre del compuesto se forma de la siguiente manera:
No metaluro de Hidrógeno
Ejemplo:
Sulfuro de hidrógeno
Estructura de Lewis :
Fórmula Molecular:
SH2
Actividad 2.8.1 Para los siguientes compuestos realizar Estructura de Lewis y fórmula molecular:
a) Bromuro de hidrógeno
b) Fluoruro de hidrógeno
c) Seleniuro de hidrógeno
d) Yoduro de hidrógeno.
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2.9 Electronegatividad Hemos visto distintos tipos de uniones, algunas como las iónicas donde un elemento “gana” ó
“arranca” los electrones y otro “cede” los mismos, y otras como las covalentes donde los átomos
comparten los mismos. Existe una propiedad de los átomos denominada electronegatividad que
es la capacidad de atracción de electrones que presenta un átomo en una unión química.
Los elementos que tienen tendencia a perder electrones como los metales tienen baja
electronegatividad y los no metales que tienden a ganar electrones tienen alta electronegatividad.
Veremos una tabla de electronegatividades para los elementos representativos.
grupo periodo 1 2 3 4 5 6 7 1 2 H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,8 Fr 0,7 13 14 15 16 17 18 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb 1,8 N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 Bi 1,9 O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 He Ne Ar Kr Xe Rn Observamos que a los gases del grupo 18 no se les asigna electronegatividad ya que
son elementos que no realizan uniones químicas.
Cuando se unen dos elementos la diferencia de electronegatividades de ambos
determina el tipo de unión que realizarán.
Si la diferencia de electronegatividades es muy poca (menor a 0,4), los dos átomos
atraen a los electrones con igual intensidad, entonces la nube electrónica que se forma es
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simétrica alrededor de ambos núcleos, entonces forman un enlace covalente no polar. Si la
diferencia es mayor a 0,4 y menor a 2, significa que hay un átomo que atrae con más fuerza a los
electrones que el otro, por lo tanto la nube de electrones es atraída por éste, entonces forma un
enlace covalente polar. Si la diferencia es mayor a 2, entonces el átomo más electronegativo
logra arrancar los electrones al menos electronegativo y la unión es iónica. (Aunque algunos
compuestos son excepciones a esta regla, nosotros la aceptaremos para clasificar las uniones)
Ejemplo1: ¿Qué tipo de unión se da en el cloruro de sodio?
Electronegatividad del Cloro: 3,0
Electronegatividad del Sodio: 0,9
Diferencia de electronegatividades: 3,0 – 0,9 = 2,1
2,1 es mayor que 2 entonces la unión es iónica.
Ejemplo 2: ¿Qué tipo de unión realizan el hidrógeno y el cloro en el cloruro de hidrógeno?
Electronegatividad del Cloro: 3,0
Electronegatividad del Hidrógeno: 2,1
Diferencia de electronegatividades: 3,0 – 2,1 = 0,9
0,9 es mayor que 0,4 y menor que 2, entonces la unión es covalente polar.
Actividad 2.9.1 ¿Cuál es el elemento más electronegativo?
………………………………………………..
¿Cuál es el elemento menos electronegativo?
………………………………………………..
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¿En un mismo grupo la electronegatividad aumenta o disminuye de arriba hacia abajo?
………………………………………………..
¿En un mismo periodo la electronegatividad aumenta o disminuye de izquierda a derecha?
…………………………………………………….
Actividad 2.9.2. Indicar qué tipo de uniones forman los siguientes compuestos justificando en cada caso.
a) Óxido de sodio
b) Óxido de Cloro (I)
c) Agua
d) Fluoruro de hidrógeno
e) Sulfuro de magnesio
f) Dióxido de carbono
g) Hidruro de potasio
h) Bromuro de calcio.
2.10 Geometría molecular A la forma en la que los átomos de una molécula se distribuyen en el espacio se la
denomina Geometría Molecular.
En 1940 los científicos Sidwick y Powell formularon una teoría denominada “Teoría de la
repulsión de los pares electrónicos de valencia” (TRePEV) que permite determinar la geometría
de una molécula.
Nosotros aprenderemos la forma de las moléculas de los compuestos que hemos
estudiado, para ello tendremos en cuenta las siguientes consideraciones:
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Primero ubicaremos el átomo central de la molécula, segundo ubicaremos sus electrones
de valencia (los que dibujamos en la actividad 2.1.1.) distribuidos de a pares, y teniendo en
cuenta que estos pares se repelen entre sí y se acomodan en el espacio de manera tal que la
distancia entre ellos sea la máxima posible, tercero ubicaremos los átomos que se unen al
central. Si en el átomo central no quedan electrones libres (que no forman uniones), las distancias
entre los enlaces son iguales, pero si quedan electrones libres, éstos ocupan más espacio que los
electrones compartidos.
Ejemplo 1 En la molécula de agua, el oxígeno tiene 6 electrones de valencia, pero sólo utiliza dos
de ellos para unirse con dos Hidrógenos. Cuatro de sus electrones quedan libres, por lo tanto
“empujan” a los hidrógenos y la forma de la molécula es la siguiente:
Ejemplo 2 En la molécula de CO2, el átomo central es el Carbono, que tiene 4 electrones de
valencia y los utiliza a todos en uniones con dos oxígenos que se ubican a la mayor distancia
posible, por lo tanto su geometría será:
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Ejemplo 3 En la molécula de NH3, el átomo central es el Nitrógeno que tiene 5 electrones de
valencia y utiliza 3 de ellos en uniones covalentes con los hidrógenos. Dos electrones le quedan
libres, por lo tanto su geometría será:
Trabajo práctico Realizar con bolitas de plastilina y escarbadientes representando las uniones las
siguientes moléculas (indicar el nombre del compuesto)
ClH
Cl2O
SO
SO2
SO3
SeH2
SH2
CF4
F2 O
CH4
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