Uniones Químicas: METÁLICAS, IÓNICAS Y COVALENTES

Uniones Químicas: METÁLICAS, IÓNICAS Y COVALENTES

7 febrero, 2017 16 By Ensambledeideas

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 entre átomos.

  • 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 metálicas se dan siempre ENTRE ELEMENTOS METALES. Por ejemplo, entre átomos de cobre, hierro, etc.

  • 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.

En otras palabras, las uniones iónicas se dan siempre ENTRE UN ELEMENTO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO.

  • Las uniones covalentes: 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.

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 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:

A la izquierda, se explica cómo el sodio se ha convertido en un catión al perder un electrón (el cual es aceptado por el cloro). A la derecha, se encuentra la representación de Lewis del NaCl.

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:

En el bloque derecho, se encuentran las representaciones de Lewis de los compuestos presentados en el bloque izquierdo.

¿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.

El rectángulo rojo ubicado en el grupo VIA indica que el oxígeno tiene, justamente, seis electrones en su último nivel (por eso el VI). Esto es válido sólo para elementos representativos (A)

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:

El esquema de la izquierda corresponde a la representación de Lewis. A la derecha, está su fórmula desarrollada.

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:

Los esquemas de la izquierda corresponden a las representaciones de Lewis. A la derecha, están sendas fórmulas desarrolladas.

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:

El esquema de la izquierda corresponde a la representación de Lewis. A la derecha, está su fórmula desarrollada.

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:

El esquema de la izquierda corresponde a la representación de Lewis. A la derecha, está su fórmula desarrollada.

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.

Ejemplos:

El esquema superior corresponde a la representación de Lewis; el inferior, a su fórmula desarrollada.

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Actividades

1. Diferencien cada una de las uniones químicas.

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)
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  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