SERIE 4-Parte 1-UNIONES QUIMICAS - Victoria Chiarotto

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SERIE 4
UNIONES QUÍMICAS 
CBC QUÍMICA
Cátedra Bruno – Di Risio
 Los átomos en el mundo que nos rodea se encuentran unidos formando
infinidad de sustancias que pueden presentarse al estado sólido, líquido o
gaseoso.
 Al tratar de comprender la expresión “unión química” podemos
plantearnos varias preguntas:
 ¿Por qué se unen los átomos? ¿Qué tipos de sustancias
forman al unirse?
 ¿Cuál es la fuerza que los mantiene unidos? ¿Hay un
único tipo de fuerza?
 ¿Por qué a la misma temperatura algunas sustancias son
sólidas, otras son líquidas y otras gaseosas?
UNIONES QUÍMICAS
 Los átomos se unen para formar una estructura más estable que la que tienen cuando
están aislados.
 Los electrones de valencia (los electrones más externos) intervienen activamente en la
formación de los enlaces químicos. En los elementos representativos, los e- de valencia
constituyen la configuración electrónica externa (C.E.E.).
 Las propiedades químicas de los elementos de un grupo son similares.
Regla del octeto: “los átomos de los elementos al combinarse tienden a adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano en número atómico en la tabla
periódica”.
 Los átomos que lograran completar su nivel más externo con 8 e- (ó con 2 e-, en algunos
casos), adquieren más estabilidad. La configuración electrónica alcanzada es semejante a
la del gas noble más cercano.(*)
 En principio, se puede adquirir la configuración de gas noble :
 Cuando se comparten electrones entre dos átomos .
 Cuando un átomo transfiere electrones a otro.
(*) Hay excepciones!
UNIONES QUÍMICAS
SÍMBOLOS DE LEWIS
 G. Lewis desarrolló una manera práctica para representar las uniones
químicas que consiste en escribir el símbolo químico del elemento
rodeado por los electrones químicamente importantes (externos)
llamados electrones de valencia. X
Símbolo químico
Electrones de 
valencia (pueden 
representarse con 
puntos o cruces)
GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18
e- de valencia 1 2 3 4 5 6 7 8*
Símbolos de Lewis para los elementos representativos
(*) excepto para el 
Helio que tiene 2 
electrones de 
valencia
CLASIFICACIÓN DE LAS UNIONES O 
ENLACES QUÍMICOS
IÓNICOS COVALENTES
 En general, entre un 
elemento de 
electronegatividad alta y 
otro con 
electronegatividad baja.
 Entre elementos con 
electronegatividades altas y 
cercanas.
METÁLICOS
 Entre elementos de 
electronegatividades bajas y 
cercanas
El enlace predominante se define a partir de las propiedades que presenta la sustancia 
¿Qué es la ELECTRONEGATIVIDAD?
 No es una propiedad de átomos aislados, sino que es una propiedad útil para 
estudiar la manera en que se unen los átomos.
 Se define como la capacidad de un átomo de atraer hacia si los electrones de 
una unión con otro átomo.
 Los valores de las electronegatividades no tienen unidades y están dados por la 
escala de Pauling que le asignó al flúor un valor de 4.0 (el más electronegativo) 
y a los demás elementos valores menores.
Teniendo en cuenta que el 
valores entre 0 – 2.0 es 
electronegatividad baja y 
entre 2.0 – 4.0 es alta:
- ¿Qué valor de 
electronegatividad tienen 
en general los metales? 
¿Es alto o bajo?
- ¿Qué valor de 
electronegatividad tienen 
los no metales?¿Es alto o 
bajo?
 Ocurre entre átomos con electronegatividades bajas y
cercanas
 Ninguno de los átomos atrae con fuerza los electrones de la
unión (baja electronegatividad). Esto hará que los electrones
externos se hallen en un estado relativamente libre y quede
una red cristalina de cationes ( formados por los núcleos y
los electrones “más cercanos”), estabilizada por los
mencionados electrones externos.
 Los electrones externos no pertenecen a ningún átomo en
cuestión sino al cristal como un todo.
ENLACE METÁLICO
¿Qué características tienen los compuestos 
con este tipo de enlace?
 Conducen la corriente eléctrica y el calor debido a la 
libertad de los electrones externos a moverse por la red 
cristalina. 
 Tienen puntos de fusión y densidades elevadas debido a 
que los electrones unen fuertemente a los iones positivos. 
 El brillo esta asociado a la movilidad de los electrones. 
¿Entre qué tipo de elementos encontraremos este enlace?
11Na : (1s)
2 (2s)2 (2p)6 (3s)1 Elemento con baja electronegatividad
17Cl : (1s)
2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)5 Elemento con alta electronegatividad
Na → Na+ + e- Cl + e- → Cl-
Na+ 
-
Na+ -
Estructura de Lewis del Estructura de Lewis del
catión sodio anión cloruro
ENLACE IÓNICO
 Ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad (ΔE) es notable. 
 Se produce por transferencia de electrones desde un átomo a otro, con formación de 
cationes y aniones. 
C.E.E.
X
¿Cuál es la C.E.E. de 
Na+ y Cl- ? ¿Cómo 
influye en la 
estabilidad de ambos 
iones? 
Estructura de Lewis del
Cloruro de sodio
¿Entre qué tipo de elementos encontraremos generalmente este enlace? 
X
 En esta unión participan iones: el catión sodio y el anión cloruro. Ambos tienen la
configuración electrónica de los átomos de un gas noble.
 Los iones se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas formando redes cristalinas.
 La fórmula química de los compuestos recibe el nombre de UNIDAD FÓRMULA y es
una fórmula empírica.
ENLACE IÓNICO
¿Qué características 
tienen los compuestos 
con este tipo de enlace?
 Alto punto de fusión y punto 
de ebullición.
 Los iones en estado fundido o 
en solución adquieren 
movilidad y pueden conducir la 
corriente eléctrica. 
NaCl
ENLACE IÓNICO
CsCl ZnS CaF2
ENLACES COVALENTES
Según la polaridad 
del enlace
Según los pares de 
electrones 
compartidos
Se pueden clasificar 
NO POLAR
POLAR
SIMPLE 
COORDINADO
DOBLE
TRIPLE
H - H
H - Cl
H - H
O = O
N Ξ N
1 PAR
2 PARES
3 PARES
ENLACES COVALENTES
S O
O
 Ocurre entre átomos con electronegatividades altas y semejantes. 
 Para adquirir la configuración electrónica (C.E.) de gas noble se comparten 
pares de electrones. 
 Se forman moléculas, entidades discretas que constituyen la porción más 
pequeña de una sustancia. Las moléculas se mantienen unidas por fuerzas 
intermoleculares.
 Estructura de Lewis:
F2
 Fórmula desarrollada:
F – F
ENLACES COVALENTES
El par de electrones 
compartidos se representa 
entre los símbolos de los 
átomos que participan en el 
enlace.
El par de electrones 
compartidos se representa 
mediante una línea que 
une ambos símbolos 
químicos.
¿Entre qué tipo de elementos encontraremos generalmente este enlace? 
 Algunos ejemplos….
En todos estos casos el par electrónico compartido está formado por un electrón 
proveniente de cada átomo. 
 En el enlace covalente dativo el par electrónico es aportado por uno solo de los átomos
que ya ha completado su octeto. (Es una variante del enlace simple).
Ejemplo: SO2
 El oxígeno se une al azufre mediante un enlace covalente doble para completar los ocho
electrones.
 De esta manera el azufre también completa su octeto y se une con el otro oxígeno
mediante un enlace covalente dativo o coordinado, en el cual el par electrónico es
aportado solamente por el azufre.
 Para representar el enlace dativo en la fórmula desarrollada se realiza una flecha que
apunta hacia el átomo aceptor (en este caso, el oxígeno acepta el par de electrones del
azufre).
O = S → O
ENLACE COVALENTE DATIVO ó COORDINADO
 Algunos ejemplos….
En el enlace covalente coordinado o dativo el par electrónico es 
aportado por uno solo de los átomos que ya ha completado su 
octeto. 
NOTA: Cabe destacar que al enumerar los enlaces covalentes, el enlace dativo puede 
tomarse como uno simple. En el primer ejemplo del cuadro, para el N2O5, hay dos 
enlaces covalentes dobles y cuatro enlaces covalentes simples.
¿Qué es la POLARIDAD DE ENLACE?
Distribución de carga o 
nube electrónica alrededor 
de los átomos que 
constituyen un enlace 
covalente.
Simétrica 
(entre núcleos=)
Asimétrica 
(entre núcleos ≠)
Enlace no polar 
μ=0 
Enlace polar 
μ≠0 
 La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad de los 
átomos que se unen. A mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos 
que forman el enlace, mayor polaridad de enlace.
 Si la diferencia de electronegatividad entre átomos es muy grande, podemos 
tener un caso extremo en el que se presenta “una cesión de electrones” (unión 
iónica). 
H - H Cl - Cl H - Cl Na+ Cl-
- POLARIDAD DE ENLACE +
¿Qué es el MOMENTO DIPOLAR?
 El momento dipolar, «µ», es un vector que se dirige desde el centro de la carga positiva 
hacia el centro de la carga negativa.
 Su módulo (µ) es igual al valor absoluto de la carga (situada en cualquiera de los dos 
polos) por la distancia que las separa: 
µ = │q│x d Unidad: Debye (D)
 El polo «+» está sobre el átomo más electropositivo (menos electronegativo) mientras 
que el polo «-» está sobre el átomo más electronegativo.
→
+ -
+ -
→
µ
Compuesto Momento dipolar (D)
H2 0
O2 0
Cl2 0
HI 0,38
CO 0,12
NO 0,15
Algunos ejemplos…
En términos prácticos, el módulo del vector 
va a ser mayor cuanto mayor sea la 
diferencia de electronegatividad entre los 
átomos que participan del enlace
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
 La regla del octeto presenta algunas limitaciones:
1. Átomos con menos de ocho electrones (octeto incompleto):
I. Átomos con N° de e- de valencia menor a cuatro: elementos del 2º período: Be y B
II. Moléculas en las cuales el N° de e- de valencia es impar, el átomo central tiene 
menos de 8 e- : NO
2. Átomos con más de ocho electrones (octeto expandido): PCl5 y SF6 
El nitrógeno sólo completa 
7 electrones de valencia al 
enlazarse con el oxígeno
Nótese que, si bien el 
Be es un metal, forma 
enlaces covalentes…
En otros compuestos 
tanto el P como el S 
cumplen la regla del 
octeto…
El berilio, al unirse al 
hidrógeno, no completa el 
octeto ya que en su 
último nivel presenta 
cuatro electrones.
El boro, al unirse al hidrógeno, no 
completa el octeto, ya que en su último 
nivel presenta seis electrones
El fósforo y el azufre, en este 
ejemplo, exceden el octeto ya 
que presentan su último nivel 
con 10 y 12 electrones
respectivamente.
ENLACES QUÍMICOS - RESUMEN
IÓNICOS
COVALENTES
.
METÁLICOS
 Entre elementos con electronegatividades bajas y cercanas.
 Ninguno de los átomos atrae con fuerza los electrones de la unión, esto hará
que los electrones externos se hallen en un estado relativamente libre
(deslocalizados) y quede una red cristalina de cationes cuya estabilidad se
concreta por la presencia de electrones entre ellos.
 En general, entre elementos con marcada diferencia de 
electronegatividad.
 Los iones (cationes y aniones) se mantienen unidos por fuerzas 
electrostáticas formando redes cristalinas. 
 Entre elementos con electronegatividades altas y cercanas.
 Los átomos comparten uno o más pares de electrones de valencia.
 Se forman moléculas que se mantienen unidas por fuerzas 
intermoleculares. 
A resolver !
Ejercicios
1) Dadas las sustancias:
a- Fluoruro de calcio Ca F2
b- cloruro de hidrógeno H Cl
c- metano C H4
a- Representar la estructura de Lewis más adecuada para cada sustancia.
b- Señalar la /s sustancias covalentes. 
2) Ordenar los siguientes enlaces covalentes, por polaridad creciente:
a. P F
b. C S
c. O H
3) Señalar las afirmaciones verdaderas:
a- Los enlaces químicos se fundamentan en atracciones entre cargas eléctricas
b- El enlace covalente consiste en compartir dos o más pares de electrones
entre elementos de electronegatividad baja y cercana
c- En los elementos metálicos los electrones de valencia están muy
débilmente atraídos por el núcleo
d- El enlace iónico es la fuerza de atracción entre iones de carga opuesta que
se originan a partir de elementos de electronegatividades muy diferentes.
BIBLIOGRAFÍA
QUÍMICA BÁSICA. Di Risio, C; Roverano, M ;Vazquez, I. 6° ed
mejorada. Ciudad Autónoma de Buenos Aires: CCC Editorial 
Educando, 2018. 
Apéndice de Nomenclatura de la Guía de Ejercicios y Guías de 
Estudio - Química – CBC – 2019.
Algunas imágenes fueron obtenidas de diversas páginas web.