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QUIMICA
UNIONES ENTRE ATOMOS y MOLECULAS
Profesor: Fernando Urbicain
Objetivos
 Dibujar estructuras de Lewis y fórmulas desarrolladas de distintos
tipos de compuestos
 Describir los tipos de enlace entre átomos
 Describir las diferencias en las propiedades físicas de compuestos
iónicos, covalentes y metales
 Comparar distribuciones electrónicas de iones y gases inertes
 Conocer los postulados de la teoría de repulsión de los pares
electrónicos de valencia ( TRePEV ) y utilizarlos para predecir
geometrías electrónicas y moleculares
 Relacionar las formas moleculares con el momento dipolar y
predecir si una molécula es polar o no polar
 Predecir qué tipo de fuerzas intermoleculares presentará una
determinada sustancia y deducir a partir de ello sus propiedades
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UNIONES ENTRE ATOMOS
Introducción
Cuando los átomos se unen entre sí para formar una molécula, se
manifiestan entre ellos ciertas fuerzas de atracción que tienden a mantener unidos a los
átomos. Dichas fuerzas reciben el nombre de uniones químicas.
Los átomos se unen porque siguen la tendencia a llegar al estado de mínima energía o
sea al estado de máxima estabilidad.
Supongamos que tenemos dos átomos, a los que llamaremos A y B, que se encuentran
separados:
Atomo A
Atomo B
Si esos dos átomos se acercan lo suficiente, se manifestarán entre ellos fuerzas de
atracción:
y llegará un momento en que los dos átomos queden unidos formando una molécula:
La energía de los dos átomos una vez que se unieron, o sea la energía de la molécula,
será menor que la energía que tenían los dos átomos cuando estaban separados. O sea
que los átomos pasaron de un estado de mayor energía (cuando estaban separados) a un
estado de menor energía (cuando están unidos).
Como consecuencia de esto cuando dos átomos se unen para formar un enlace, se
desprende una cierta cantidad de energía llamada energía de enlace y se obtiene un
sistema con menor energía que la correspondiente a los átomos separados.
Si se suministra al sistema esa misma cantidad de energía los átomos volverán a quedar
separados.
Los átomos al combinarse tienden a adquirir la configuración electrónica del gas inerte
más cercano en número atómico. De esta manera los átomos tienden a quedar con 8
electrones en su último nivel ( Regla de Lewis, propuesta en 1916).
Ejemplo: configuración electrónica del átomo de Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
configuración electrónica del ión Na+1 : 1s2 2s2 2p6 (esta configuración
electrónica coincide con la del Ne, cuyo Z=10)
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En realidad esto se cumple casi sin excepciones para los elementos representativos
(elementos de los grupos A de la tabla periódica) pero no para los demás.
Lewis desarrolló una manera práctica para representar las uniones químicas que
consisten en escribir el símbolo del elemento rodeado por los electrones de valencia
(electrones del último nivel) pues éstos electrones son los que intervendrán en la unión.
Estos electrones se representan mediante puntos, cruces, etc.
Esto da lugar a las denominadas estructuras de Lewis.
Por ejemplo para el átomo de sodio (¡TENGAN LA TABLA PERIODICA YA!!!!! para
buscar el número de electrones del último nivel) tendremos:
Para el átomo de calcio: 
Ca 
Para el átomo de aluminio: 
Al 

Para el átomo de carbono:

 C


Para el átomo de nitrógeno:

N

y así sucesivamente.
Enlace iónico
Se produce cuando se une un metal a un no metal. El metal cede los electrones de su
última capa al no metal estableciéndose así una transferencia de electrones entre
ambos. El metal se transforma en un catión (carga eléctrica positiva) y el no metal en
un anión (carga eléctrica negativa).
Estos iones se mantendrán unidos debido a la fuerza de atracción que se manifiesta entre
las cargas eléctricas de signo opuesto (“fuerza electrostática”) la cual es de gran
intensidad. Consideremos como primer ejemplo al cloruro de sodio (es la sal común),
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Caso de compuestos formados por tres elementos
Razonan exactamente como antes.
Ejemplo 1:
HNO2
dibujar primero el átomo que está
“en el medio de la fórmula” ( en este caso el átomo de N),
rodearlo entonces por los átomos de O y finalmente ubicar el
átomo de H al lado de uno de los átomos de O (los átomos de H
deben en la parte más externa de la figura. O sea:
La única precaución que deben tener es
O
N
Ejemplo 2:
H 
O
O
N
O
O
N
O
H
H2SO4
O
H
H 
O
S
O
O
O
H 
H
O
S
O
O
O
H  H
O
S
O
H
O
Unión metálica
Los metales presentan electronegatividades bajas y cercanas. Por lo tanto, cuando se
unan entre sí átomos de un metal, ninguno de los átomos atraerá con gran fuerza los
electrones de la unión. Esto hará que los electrones externos, o sea los de las últimas
capas, se hallen en un estado relativamente libre y se forme una red cristalina de
cationes (los núcleos de los átomos) sumergidos en un “mar de electrones”:
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- - -
-
-
-
- -
-
-
- --
-- + - + - + - + - + - + - - -
-
-
-
-
-
- -
-
Esos electrones poseen gran movilidad, y por ello no pertenecen a ningún átomo en
particular sino al cristal como un todo.
Las propiedades de los metales de conducir la corriente eléctrica y el calor demuestran la
libertad de los electrones externos para moverse a través de la red cristalina. Los metales
poseen, en general, puntos de fusión elevados; esto indica que ese “mar de electrones”
debe unir fuertemente a los iones positivos.
La maleabilidad y ductilidad de los metales (¿saben a qué me refiero?) se debe a que los
cationes se pueden deslizar fácilmente unos sobre otros en varias direcciones. El brillo
característico de los metales se encuentra asociado a la movilidad de los electrones.
GEOMETRIA MOLECULAR
Teoria de la repulsión de los pares electrónicos de valencia ( TRePEV )
De acuerdo a la TRePEV la forma en que se distribuyan los enlaces alrededor de un
átomo central depende del número de pares de electrones que rodea a este átomo pues
estos pares de electrones determinan regiones de alta densidad electrónica a su
alrededor.
Un enlace covalente simple, doble o triple, o un par de electrones no compartido,
produce regiones de alta densidad electrónica que se ordenarán alrededor del átomo
central tratando de estar lo más separadas entre sí, con lo cual la fuerza de repulsión
entre las cargas eléctricas negativas sea la menor posible.
La TRePEV propone cuatro postulados:
1.- El principal factor que determina la geometría de una molécula es el número de
pares de electrones de valencia de los átomos que intervienen en las uniones.
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regiones con mayor concentración de carga eléctrica positiva ni negativa. Como regla
general podemos decir que una molécula será polar cuando su átomo central posee
al menos un par de electrones sin compartir.
La excepción a esta regla se da en aquellas moléculas cuyo átomo central no posee
pares de electrones sin compartir, pero dicho átomo no está rodeado por átomos del
mismo elemento. Este tipo de moléculas resultan ser polares.
FUERZAS INTERMOLECULARES
El estudio de las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias
permite explicar porqué, a una misma temperatura, algunas sustancias son sólidos y
otras son líquidas o gaseosas.
Caso de las sustancias iónicas:
ya hemos visto (¿cuándo y dónde?) que los compuestos
iónicos están formados por iones que se mantienen unidos gracias a la fuerza de
atracción electrostática entre cargas eléctricas de signo opuesto. Estas fuerzas son de
considerable intensidad; se requiere entonces una gran cantidad de energía para separar
a los iones y por ello los puntos de fusión y ebullición de estas sustancias son bastante
elevados . Por eso las sustancias iónicas a temperatura ambiente se presentan en estado
sólido.
Caso de los compuestos moleculares o covalentes:
en el caso de las sustancias
covalentes el pasaje de un estado físico a otro no produce la ruptura de uniones
entre átomos, pues las moléculas mantienen su estructura, pero sí se produce la
ruptura de las uniones entre las moléculas.
Los bajos puntos de fusión y ebullición de las sustancias covalentes indican que las
fuerzas entre moléculas son relativamente pequeñas pues se debe entregar poca energía
para separar a las moléculas. Por ello a temperatura ambiente las sustancias covalentes
se presentan generalmente en estado gaseoso o líquido.
Observen que dije “generalmente”. Esto es porque existen algunas sustancias covalentes
en las cuales las fuerzas entre moléculas son suficientemente intensas como para que las
moléculas se encuentren suficientemente cercanas entre sí y por ello el estado físico de
la sustancia será sólido; un ejemplo lo tenemos en la sacarosa (nombre común: azúcar).
Las fuerzas intermoleculares o fuerzas de van de Waals son fuerzas que actúan entre
moléculas y son mucho más débiles que las uniones covalentes entre átomos. Cuanto
mayor sea la intensidad de las fuerzas intermoleculares, mayores serán los puntos de
fusión y ebullición y por ello la intensidad de estas fuerzas, a una cierta temperatura,
determinará si una sustancia covalente será gaseosa, líquida o sólida.
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Existen tres tipos de fuerzas intermoleculares:
 Fuerzas debidas a dipolos transitorios o fuerzas de London
 Fuerzas debidas a dipolos permanentes o fuerzas dipolo-dipolo
 Unión puente de hidrógeno
Fuerzas de London
Se dan principalmente entre moléculas no polares o entre moléculas formadas por el
mismo elemento. Son fuerzas muy débiles y por lo tanto las sustancias que poseen
fuerzas de London presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos.
Unión puente de hidrógeno
Se produce en moléculas polares que poseen hidrógeno unido a flúor, o nitrógeno u
oxígeno. Son fuerzas de gran intensidad y por ello las sustancias que presentan este tipo
de unión poseen puntos de fusión y ebullición elevados.
Fuerzas dipolo-dipolo
Se producen en moléculas polares que NO poseen hidrógeno unido a flúor, o nitrógeno
u oxígeno. Son fuerzas más débiles que la unión puente de hidrógeno pero más fuertes
que las fuerzas de London y por ello las sustancias que poseen este tipo de unión
presentarán puntos de fusión u ebullición intermedios entre las sustancias que presentan
fuerzas de London y las que presentan unión puente de hidrógeno.
PROBLEMAS
1.- Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos iónicos:
a) Fluoruro de sodio: NaF
b) Cloruro de bario: BaCl2
c) Oxido de calcio : CaO
2.- Escribir las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas de los siguientes
compuestos covalentes indicando para cada uno qué tipo de uniones se presentan (por
ejemplo escribir: “Hay 2 uniones dativas y una doble”).
H2O, Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7, HNO3, H2SO3, H3PO4, NH3, H2S
3.- Utilizando TRePEV predecir la geometría electrónica, la geometría molecular,
ángulo de enlace y momento dipolar de:
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a) BeCl2 b) BCl3 c) CCl4 d) PH3 e) H2S f) CO2 g) SO3
h) H2CO
4.- El compuesto XCl3 es no polar. Esto indica que X debe ser
a) Al b) P c) N d) Mg
Justificar
5- Indicar en cuáles de las siguientes sustancias se puede esperar la presencia de uniones
puente de hidrógeno entre sus moléculas:
a) H2S b) CH4 c) AsH3 d) H2O e) BH3 f) HF g) C2H6 h) PCl3 i) HBr j) NH3
k) NaCl
l) H2O2
6.- Explicar los valores de las propiedades que figuran en la siguiente tabla:
Cl2O
NaCl
o
Punto de fusión ( C)
-116
801
Punto de ebullición (oC)
2
1430
7.- Ordenar las siguientes sustancias según el orden creciente de sus puntos de
ebullición: CCl4, CaF2, Xe, CHCl3, Ar, H2O. Justificar.
8.- Explicar los valores experimentales de temperatura de ebullición que figuran en el
siguiente esquema:
Sustancia
CH4
NH3
H2O
Temperatura de ebullición (oC)
-161
-33
100
 (D)
0
1,49
1,85
9.- Dados los elementos Cl, H, P y C elegir dos o más de ellos para formar:
a) Un compuesto cuya estructura molecular sea tetraédrica y tenga   0
b) Un compuesto cuya geometría molecular sea piramidal y que presente fuerzas
intermoleculares dipolo-dipolo.
c) Un compuesto cuya estructura molecular sea tetraédrica y que presente únicamente
fuerzas intermoleculares de London.
d) Ordenar en forma creciente los puntos de ebullición de los tres compuestos.
Justificar.
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