Los 3 tipos de UNIONES QUÍMICAS: iónicas, covalentes y metálicas.

Introducción a las uniones químicas

Se denomina unión química a la atracción entre los átomos (por lo que conformará una molécula) y a la atracción que ejercen las moléculas entre ellas. Nosotros veremos únicamente los tres grupos de uniones químicas entre átomos.

Tipos de Uniones Químicas

Uniones metálicas

• Las uniones metálicas: Los metales reciben o ganan electrones para alcanzar la estabilidad. Estas partículas negativas se encuentran en constante movimiento, razón por la cual la mayoría de los metales, en estado sólido a temperatura ambiente, son buenos conductores de la electricidad. Los dos iones se mantienen fuertemente unidos. En otras palabras, las uniones químicas metálicas se dan siempre ENTRE ELEMENTOS METALES. Por ejemplo, entre átomos de cobre, hierro, etc.

◄ La corona de un rey, compuesta por metales preciosos, está formada por átomos de oro que establecen entre ellos uniones químicas metálicas.

Características de las uniones metálicas

Veamos algunas características de las uniones metálicas:

Las uniones metálicas conceden algunas características muy conocidas de los metales, tales como brillo (cuando están pulidos), ductilidad (definida como la capacidad de formar hilos y alambres fácilmente), conductividad térmica, conductividad eléctrica y maleabilidad (es decir, los metales son capaces de ser estirados en forma de hojas o láminas).

Por otro lado, los metales tienen baja electronegatividad, es decir, no tienden a ganar electrones sino a perderlos para transformarse en cationes. En otras palabras, se dice que son muy electropositivos. Los electrones “desprendidos” del átomo neutro no son captados por ningún otro átomo, por lo que se genera una especie de “mar de electrones” que explica fácilmente por qué los metales son tan buenos conductores. Actualmente, se considera que el metal está formado por una red de cationes (es decir, de átomos del metal que han perdido electrones). Así, la unión se establece entre iones positivos y la nube electrónica, de carga negativa.

Uniones Iónicas

• Las uniones iónicas: Han visto que los átomos tienden a perder o ganar electrones para quedarse con ocho partículas en su órbita más externa y así asemejarse a la del gas inerte más próximo a cada uno de los dos elementos. Por ejemplo, el sodio (Na), con sólo un electrón en su capa más externa, suele cederlo a átomos como el cloro (Cl). De esta manera, el sodio se convierte en un catión (pierde un electrón) y el cloro en un anión (gana un electrón). Cada uno de estos elementos (metal y no metal), se vuelven estables. Las uniones químicas iónicas se dan siempre ENTRE UN ELEMENTO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO.

Características de las uniones iónicas

Veamos algunas características de las uniones iónicas:

• Son sólidos a temperatura ambiente.
  
• Son solubles en agua.
  
• No forman moléculas. independientes (se encuentran asociados formando redes).
  
• Poseen puntos de fusión y ebullición elevados (generalmente, superiores a 700°C).
  
• Son sustancias duras y frágiles.
  
• No son buenos conductores de la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí lo son cuando se funden o bien cuando se encuentran disueltos en agua.

Uniones Covalente

• Las uniones covalentes: las uniones químicas reciben esta denominación cuando los elementos de la unión química tienden a dar electrones pero no a recibir, por lo que los átomos comparten electrones de su último nivel hasta conseguir la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica. Por ejemplo, la molécula de dióxido de carbono (CO₂), compuesta por elementos no metales, puede ser explicada con esta unión. En otras palabras, las uniones covalentes se dan siempre ENTRE UN ELEMENTO NO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO.

◄ El agua es una sustancia que presenta uniones covalentes entre los átomos que la componen.

Características de las uniones covalentes

Existen dos grandes grupos de sustancias formadas por uniones covalentes: las sustancias moleculares (que presentan algunas características comunes a todas ellas) y los cristales covalentes (como el grafito, el diamante, el cuarzo, etc.), que no tienen propiedades comunes específicas, sino que dependen del tipo de estructura del cristal que se forma. Veamos algunas características de las uniones covalentes de las sustancias moleculares:

• Son químicamente estables, pero se descomponen químicamente a bajas temperaturas (por ello se los llama “termolábiles”).
  
• No son buenos conductores de la electricidad en ningún estado de agregación.
  
• Poseen bajos puntos de fusión y de ebullición (generalmente, por debajo de los 300°C). Esto se debe a que las fuerzas que mantienen a los átomos unidos entre sí son bastante débiles.
  
• Son solubles en compuestos orgánicos no polares, como éter, nafta, etc. Puedes conocer más sobre esta característica en https://www.ensambledeideas.com/polaridad-de-los-enlaces-y-miscibilidad/
  
• Muchas de las sustancias covalentes son gases o líquidos a temperatura ambiente.
  
• Las sustancias que son sólidas funden a baja temperatura.

Representaciones de Lewis

En el año 1916, G. N. Lewis y W. Kossel enunciaron una teoría que explicó un interrogante que inquietaba a los científicos. El problema se presentaba al observar que ciertos elementos no formaban compuestos con otros elementos. Al conocer la estructura del átomo, el estudio se facilitó notablemente: se descubrió que aquellos elementos (llamados gases nobles o inertes) tienen ocho electrones en su último nivel, exceptuando al helio (He), que posee dos electrones que completan el primer nivel. Esto llevó a la conclusión que los elementos se encuentran más estables cuando en su órbita más externa (su último nivel de energía) posee ocho electrones. Esta teoría es denominada regla del octeto.

Los átomos suelen unirse para alcanzar la estabilidad conseguida por los gases nobles más cercanos a ellos; por ejemplo, el bromo (Br) gana un electrón para completar los ocho electrones en su última órbita que posee siete electrones, o el rubidio (Rb) pierde una partícula negativa para conseguir ocho electrones en su último nivel de energía (pues su órbita más externa tiene un sólo electrón). De esta manera, consiguen la estabilidad que tendría, en estos casos, el gas inerte criptón (Kr). Esta estabilidad no se consigue únicamente si el átomo gana o pierde electrones, sino también si los comparte.

Las representaciones esquemáticas de las uniones químicas entre los átomos se llaman representaciones de Lewis, en honor al científico que las propuso, en las que se rodea con cruces o círculos a un elemento, que indican la cantidad de electrones que posee en el último nivel.

Esquemas de Lewis de Uniones Iónicas

Miremos el ejemplo:

Aquí vemos que el sodio “cede” el electrón que se encuentra en su último nivel al cloro. Justamente, al cloro le faltaba un electrón para tener ocho en su último nivel. El sodio, si pierde un electrón, también alcanza la configuración del gas noble más cercano (es decir, se queda con ocho electrones). Una vez establecida la unión, el catión sodio es indicado con un “+” al lado del símbolo “Na”, quedando entonces: “Na⁺” y el cloro llevará unos corchetes encerrando el símbolo y sus electrones alrededor. ¡No se olviden del signo “-” indicando que el cloro es un anión, tal como muestran los ejemplos!

Algunas aclaraciones: si son dos los átomos de metal o no metal que se requieren, este número se colocará delante del símbolo de dicho elemento.  Veamos algunos ejemplos:

¿De dónde sacamos rápidamente la cantidad de electrones de cada elemento en su último nivel? Fácil, coincide con el número de grupo (en números romanos) de la tabla periódica.

Te recomendamos el siguiente video que te explica paso a paso cómo resolver uniones iónicas:

Esquemas de Lewis de Uniones Covalentes

Existen cuatro tipos de uniones covalentes. Veamos cada una de ellas:

Simples

Los elementos presentan un par de electrones compartidos, es decir sólo un enlace:

Ejemplos:

A la izquieda, la estructura de Lewis del amoníaco muestra que cada hidrógeno comparte su electrón (en rojo) con el nitrógeno. El hidrógeno “quiere llegar” a dos electrones en su último nivel para completar su orbital¹, mientras que el nitrógeno, a ocho. A la derecha se observa la fórmula semidesarrollada. Cada “línea” representa un enlace.

Otros ejemplos corresponden a la molécula de cloro gaseoso y la molécula de hidrógeno gaseoso:

El cloro tiene 7 electrones en su último nivel. Si se junta con otro cloro, ambos llegan a 8 electrones, pues comparten un par de electrones, es decir, existe un enlace covalente simple entre ellos. El hidrógeno necesita sólo 1 electrón para “llegar” a 2. Si comparte su electrón con otro hidrógeno, ambos alcanzan la estabilidad.

Dobles

Los elementos presentan dos pares de electrones compartidos, es decir dos enlaces:

Ejemplos:

Un ejemplo corresponde al caso del oxígeno gaseoso:

Aquí, el oxígeno presenta 6 electrones en su último nivel, por lo que para alcanzar el octeto cada uno de ellos comparte dos electrones con el otro oxígeno. De esta manera, se establece una unión covalente doble.

Otro ejemplo es el dióxido de carbono (CO2), en donde el carbono y el oxígeno comparten dos pares de electrones entre sí:

La configuración electrónica del oxígeno (1s² 2s² 2p⁴) indica que a este elemento le faltan dos electrones para asemejarse al gas inerte más próximo a él: el neón (Ne); por otra parte, la configuración electrónica del carbono (1s² 2s² 2p²) indica que le faltan cuatro electrones a este elemento para asemejarse al neón (Ne). Para completar la teoría del octeto, el carbono comparte un par de electrones con un átomo de oxígeno y otros dos electrones con otro átomo de oxígeno.

Triples

Los elementos presentan tres pares de electrones compartidos, es decir tres enlaces. En las uniones triples, la forma de que ambos elementos no metálicos cumplan con la regla del octeto es armando un triple enlace tal como muestra el ejemplo siguiente:

Ejemplos:

Dativas

Uno de los elementos “cede” sus electrones al otro elemento y cada uno de ellos alcanza el octeto. Fíjense que, del lado izquierdo, el azufre “cede” o “da” (por eso se llaman dativas) dos electrones al oxígeno para que éste alcance el octeto. El azufre no lo necesita, pues ya había completado el octeto con el oxígeno de la derecha al compartir dos electrones. Para indicar una unión dativa se dibuja una flecha con sentido desde quien cede sus electrones hasta quien los recibe.

Ejemplos:

Video recomendado sobre Uniones Químicas

Te invitamos a ver nuestro video sobre la teoría de Uniones Químicas:

Enlaces Relacionados

Actividades

1. ¿Qué características físicas (en cuanto a conductividad, por ejemplo) presenta cada tipo de unión?

2. Representen mediante Lewis un ejemplo de unión covalente.

3. Expliquen, con lo aprendido en el texto de uniones químicas, por qué y cómo se forma la molécula del agua (H₂O).

4. Realicen las representaciones de Lewis (más la ecuación de formación en caso de que sea iónica o las fórmulas semidesarrolladas en caso de que sea covalente) de las siguientes moléculas:

• a) CO₂
• b) NH₃
• c) H₂
• d) H₂S
• e) NaBr
• f)MgI₂
• g) K₂Se
• h) Li₂S
• i) O₂
• j) N₂
• k) P₂O₅
• l) SO₃
• m) HCl
• n) CuO (el cobre actúa con número de oxidación +2)
• ñ) Fe₂O₃ (el hierro actúa con número de oxidación +3)

Mesografía Sugerida para Docentes

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Uniones químicas – Ensamble de Ideas MMXXII

1. Diremos que, a excepción de los demás elementos que intentan tener 8 electrones en su último nivel, el hidrógeno “quiere llegar” a 2, únicamente, porque el gas noble más cercano es el helio, quien tiene 2 electrones en su último nivel

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