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Uniones químicas
Todos los cuerpos están formados por átomos. Se conocen muchas variedades estables de átomos diferentes, pero la diversidad de sustancias que se consigue con la combinación de estos pocos átomos es muy numerosa.

La condición necesaria para que los átomos se unan, y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos sea más estable que los átomos por separado.



Los gases nobles son los únicos elementos cuyos átomos se encuentran en la naturaleza de manera aislada. En el resto de los elementos, los átomos se encuentran unidos a átomos iguales o diferentes a si mismos.

Se llama “enlace químico’ al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones o moléculas, cuando forman distintas agrupaciones estables.

En general, los átomos tienen una tendencia a formar uniones químicas. La unión química se produce porque los átomos comparten electrones entre sí: al acercarse dos átomos entre sí hasta distancias del orden de su radio atómico, las nubes electrónicas se distorsionan y se superponen.
Teoría de Lewis de la unión química
Hacia 1920, el químico norteamericano Gilbert Lewis (1875-1945), basándose en el modelo atómico de Bohr, propuso una forma de notación para los átomos y una teoría de la unión química que permite explicar la mayor parte de las características de esta última.

Los gases nobles son elementos de una gran estabilidad frente a reactivos químicos.Lewis partió de esta observación para construir la base de su modelo.

Los gases nobles de la Tabla periódica poseen 8 electrones en su capa de valencia, a excepción del Helio que solo tiene dos. La alta inercia química de estos gases se debe a que su capa de valencia está completa con 8 electrones.


En otras palabras, para que cada átomo que forma una unión química se mantenga estable, debe conseguir tener un total 8 electrones en su órbita más externa, contando los electrones propios y los compartidos, o de 2 electrones para el caso de los elementos que se parezcan al He: H, Li y Be.

Diagrama de Lewis
Los diagramas de Lewis consisten en representar cada átomo por su símbolo, rodeando de puntos (o cruces) que representan la cantidad de electrones de la capa de valencia. Como este número coincide con el número de Grupo para los elementos representativos, los diagramas de Lewis son fáciles de recordar y representar.
Ej: Li . Be: :Ö:
Valencia
Es el número de electrones que gana, pierde o comparte un elemento en una determinada unión química.

Por ej.: En el caso de la molécula de oxígeno (O2), cada átomo comparte 2 electrones, por lo tanto la valencia del oxígeno en este caso es 2.

Estructura de Lewis para la molécula de oxígeno: : Ö::Ö:
En el caso de la molécula de agua (H2O), el oxígeno actúa con valencia 2 mientras que el hidrógeno lo hace con valencia 1.
Estructura de Lewis : H.:Ö:.H




Comparte 2 electrones

Comparte 1 electrón
Ejercicio:
1- Indica cuál es la valencia de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos:
SO2 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 LiCl
Iones ¿Cómo se forman?
Como ya mencionamos anteriormente los iones son todas aquellas partículas que poseen carga eléctrica positiva o negativa debido a la pérdida o ganancia de electrones.
Los átomos de los metales tienen en su órbita externa menos de cuatro electrones y por ello tienden a perderlos. De esta forma quedan con un exceso de protones (cargas positivas) y por lo tanto se transforman en iones positivos o cationes.

Veamos un ejemplo:



Los átomos que tienen 1, 2 ó 3 electrones (metales) tienden a perderlos, transformándose en cationes.


Los átomos de los no metales tienen en su última órbita más de cuatro electrones y menos de ocho, por ello procuran ganar electrones para tener ocho electrones en dicha órbita y así adquirir estabilidad. De esta forma quedan con un exceso de electrones (cargas negativas) y por lo tanto se transforman en iones negativos o aniones.

Veamos un ejemplo:



Los átomos que tienen en su órbita externa 5, 6 ó 7 electrones ( no metales) tratan de ganar electrones hasta llegar al número de ocho, convirtiéndose en aniones.



2 - Indica si los siguientes elementos ganan o pierden electrones y si forman cationes o aniones. Grafica cada uno
sodio cloro calcio oxígeno flúor magnesio fósforo
3 - Realiza un esquema conceptual que te permita visualizar fácilmente qué son los iones y que tipos existen.


Unión iónica
Esta unión se forma típicamente entre un metal del grupo IA y IIA y un no metal pertenecientes a los grupos VIA ó VIIA, es decir entre los elementos con valores extremos de electronegatividad. Sin embargo también hay compuestos iónicos formados por metales de transición y del grupo IIIA con no metales del grupo VA.

Tomemos como ejemplo al cloruro de sodio (NaCl). El Na tiene un solo electrón en su última capa, mientras que el cloro tiene siete. Al ponerse en contacto el electrón del sodio es atraído fuertemente por el Cloro (hay una cesión del electrón del Na al Cl), formándose un catión Na1+ y un anión Cl1-, que luego se atraerán entre sí por interacción electrostática.

Diremos en este caso que se ha formado una unión iónica.

-

Na. + :Cl: NaCl Na+ Cl
Fórmula electrónica
Sin embargo, aquí no existe ninguna molécula de NaCl aislada, sino que los iones se estabilizan cuando, al formar un cristal cada catión Na+ está rodeado por seis aniones Cl- , y cada anión Cl- está rodeado por seis cationes Na+.








Red del cloruro de sodio











Átomo de cloro




Átomo de sodio






Entonces en la unión iónica, el metal cede sus electrones y el no metal los acepta, formándose de esta forma un catión y un anión que quedan unidos por cargas eléctricas distintas.



Propiedades de las sustancias iónicas
-Son sólidos a temperatura ambiente.

-Tienen aspecto cristalino. Estos cristales son duros y quebradizos.

-Presentan puntos de fusión y ebullición relativamente altos ( más altos que los de las sustancias covalentes)

-No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí cuando están fundidos o disueltos en agua.

-En general son solubles en agua.
Unión covalente
El enlace covalente se establece entre átomos, iguales o diferentes, de elementos no metálicos. En este enlace se comparten uno o más pares de electrones.

La unión química más simple que existe es la que forman los átomos de H para formar la molécula de H2 que representamos:

H. + .H H .. H
Diagrama de Lewis Fórmula desarrollada Modelo espacial

H .. H H - H
Un enlace covalente puede ser simple, doble o triple, dependiendo de la cantidad de pares de electrones que compartan los átomos:
Unión simple: comparten un par de electrones :Cl:Cl: Cl-Cl
Unión doble: comparten dos pares de electrones :Ö::Ö: O=O
Unión triple: comparten tres pares de electrones :N::N: N ≡ N
En los ejemplos citados hasta ahora, la unión está formada por átomos iguales, por lo tanto atraen los electrones con la misma fuerza. Este tipo de unión se llama UNION COVALENTE, y ocurre también entre átomos diferentes que no difieren demasiado en sus electronegatividades.
Unión covalente polar
Si los átomos que se unen mediante un enlace covalente pertenecen a elementos diferentes, los electrones no serán atraídos con la misma fuerza por ambos núcleos. Tal es el caso del Oxígeno que al unirse con el Flúor, forma la molécula F2O, o del Nitrógeno que, con el Hidrógeno forma NH3.
H N H N :F O F: O

H H H H

El nitrógeno es más electronegativo que el Hidrógeno, y el Flúor es más electronegativo que el Oxigeno. En estos casos los electrones estarán preferentemente más cerca del átomo más electronegativo, que es el de mayor capacidad para atraer electrones. La molécula adquiere así un desbalance de cargas: hay una zona (cerca del átomo más electronegativo) donde hay mayor densidad de carga negativa, y otra zona donde hay mayor densidad de carga positiva (cerca del átomo menos electronegativo). Se origina así un dipolo eléctrico que se representa así:








Se forma así una unión covalente pero que tiene polaridad de cargas y que llamaremos

UNION COVALENTE POLAR


La unión covalente no polar se da cuando la molécula está formada por átomos con igual electronegatividad o con una diferencia muy pequeña. Estas moléculas no forman dipolos.

Por ejemplo: H- H o molécula de Hidrogeno (H2)


Unión covalente coordinada o dativa
Si observamos el diagrama de Lewis para el SO3, se verá que aparece un tipo de unión que no hemos analizado todavía:
: Ö: :Ö:

:Ö: :S: Ö: :Ö = S: Ö:

Ambos átomos, S y O , tiene 6 electrones en su capa de Valencia y , por lo tanto, ambos átomos completarían su octeto con la formación de una S=O (unión de 4 electrones). Sin embargo el SO no existe y la combinación estable es el SO3 . Esto se explica de la siguiente manera:

En el SO3 hay tres uniones entre el S y el O .La primera unión se forma compartiendo dos pares de electrones (unión doble). Con esta unión doble el S y el O completan el octeto. Sin embargo, el S tiene otros dos pares de electrones en la capa de valencia y cede cada par a sendos átomos de O que completan así su octeto, formándose otras dos uniones llamadas uniones covalentes coordinadas (o dativas).

Cada unión coordinada está formada por un par de electrones (aportado por uno de los átomos), y se representa por una flecha.



Unión covalente coordinada: es un tipo de unión en la cual el par de electrones que se comparten es aportado por uno solo de los átomos que forman parte de la unión.



Propiedades asociadas a la unión covalente:


  • Forman moléculas.

  • Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. No son sólidos cristalinos.

  • En general presentan bajos puntos de fusión y ebullición.

  • No conducen electricidad.

  • Son solubles en disolventes orgánicos.


Unión metálica
Los metales, salvo el Hg, Cs Y Ga, son sólidos a temperatura ambiente y tienen altas temperaturas de fusión; esto indica que entre los átomos de cualquier metal hay uniones relativamente fuertes. ¿en qué consisten estas uniones?

En los metales, los electrones de valencia de cada átomo son compartidos por todos los átomos del sólido, que así se mantienen unidos. Es decir, los cationes se mantienen unidos por una nube de electrones.

Esta nube de electrones en movimiento a través de todo el metal es la causa de que los metales sean excelentes conductores del calor y la electricidad.

Otras propiedades que presentan los metales son: elasticidad, maleabilidad, ductilidad, y en general altos puntos de fusión y ebullición.















Cuestionario sobre uniones químicas
4- Realiza un cuadro comparativo de doble entrada para los distintos tipos de uniones químicas. Las características que debes comparar son : tipo de elementos que intervienen, característica principal de la unión, características de cada tipo de compuesto que se forma.
5- ¿A qué tipo de unión también se la llama electrostática? ¿por qué?
6- ¿Qué diferencia hay entre la unión covalente y la unión iónica?
7- Determina cuáles de las siguientes sustancias pueden considerarse iónicas y cuales covalentes:

  1. fluoruro de estroncio, SrF2

  2. dióxido de carbono, CO2

  3. nitrógeno, N2

  4. bromuro de hidrógeno, HBr

  5. óxido de potasio, K2 O

  6. óxido hipocloroso, Cl2 O

  7. fosfina, PH3

8- Elige las respuestas correctas para cada tipo de unión:
Unión metálica ……, …… y …… Unión iónica ……, …… y …… Unión covalente ……, …… y ……

a- unión donde se comparten pares de electrones.

b- unión donde un átomo cede sus electrones y el otro los acepta.

c- unión donde los cationes se encuentran rodeados por un mar de electrones.

d- Na Cl

e- N H3

f- Al

g- se da entre no metales

h- se da entre metales

i- se da entre no metal y metal.
9- Indica las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, señala anión y catión y la valencia de cada elemento:

  1. KCl (cloruro de potasio)

  2. Na2O (óxido de sodio)

  3. BaF2 (fluoruro de bario)

  4. Al2O3 (óxido de aluminio)

  5. MgO (óxido de magnesio)


10-Representa mediante diagrama de Lewis la unión que se establece entre los siguientes pares de elementos:

H y O N y N Br y H S y O Cl y Na Ca y O
11-Observando la cantidad de electrones de la última capa, indica las fórmulas de los siguientes compuestos:

  1. óxido de litio

  2. óxido de potasio

  3. fluoruro de calcio

  4. fluoruro de magnesio

  5. óxido de bario


12-Representa mediante estructura de Lewis las siguientes moléculas (las uniones son de tipo covalente). Indica también la fórmula desarrollada o estructural y la valencia de cada elemento. Señala una unión covalente simple, doble y triple.


  1. Cloro, Cl2

  2. Dióxido de carbono, CO2

  3. Amoníaco, NH3




  1. Nitrógeno, N2

  2. Sulfuro de hidrógeno, H2S


13-Indica la fórmula molecular de los siguientes compuestos (nuevamente, a partir de la cantidad de electrones de la última capa):

  1. dióxido de silicio

  2. flúor

  3. tetracloruro de carbono

  4. cloruro de hidrógeno


14-A partir de las fórmulas desarrolladas que se presentan a continuación, indica las correspondientes estructuras de Lewis, valencias de los elementos y sus fórmulas moleculares:
H H H H

N H - C C - H

H – C – C – C – H H

C = O

H H H H

N

H
Propano urea etino
O=C=O O=N-O-N=O

Dióxido de carbono óxido nitroso
15-Establece la diferencia entre la unión covalente y la unión covalente dativa o coordinada.
16- Completa las siguientes frases:

      1. Las uniones iónicas se producen entre, un elemento de baja electronegatividad y..................................................................................................................................................

      2. La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para .............................................

      3. En la unión covalente los átomos.............................sus electrones .

      4. Cuando el par de electrones compartidos es aportado por un solo átomo, la unión es..............................................................................................................................................



17- Un átomo de un elemento del grupo VA se combina consigo mismo ¿Qué tipo de unión se establece entre los átomos?
18- Indica la estructura de Lewis y la fórmula molecular y desarrollada del trióxido de azufre (SO3).Señala los diferentes tipos de unión y la valencia de ambos elementos.
19-¿Por qué los átomos que tienen igual electronegatividad dan moléculas no polares?
20- ¿Cuándo una molécula covalente es polar?
21- ¿Qué es un dipolo?
22-Los siguientes modelos representan las moléculas de distintos compuestos. Indica en cada caso si las moléculas son polares o no polares.



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