1 Serie 4 Uniones Quimicas

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Autoras : Lic. Silvia Mugliaroli 
 Lic. Amalia Nucara 
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Enlaces y compuestos químicos
 Serie 4
Uniones Químicas 
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? 
• ¿Cuál es la fuerza que los mantiene unidos? 
• ¿Hay un único tipo de fuerza? 
• ¿Por qué a la misma temperatura algunas sustancias con sólidas, otras son líquidas y 
otras gaseosas? 
 
En esta unidad analizaremos la naturaleza de la unión y su relación con la 
configuración electrónica externa (CEE) 
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• Los átomo se unen para formar una estructura más estable que la que tienen cuando están 
aislados 
 
• Las propiedades químicas de los elementos de un grupo son similares 
 
• 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 C.E.E. y coinciden con el 
número de grupo 
 
• Los átomos que lograran completar su nivel más externo con 8 e- (ó con 2 e-, en algunos 
casos), adquieren más estabilidad. 
 
• En principio, se puede adquirir la configuración de gas noble : 
 * Cuando se comparten electrones entre dos átomos 
 * Cuando un átomo transfiere electrones a otro 
 
• Regla del octeto : “los átomos de los elementos tienden a unirse 
entre si compartiendo o cediendo electrones , de manera que su 
nivel más externo se complete con 8 electrones(*)” 
 
© 
7 
Lewis desarrolla una manera práctica para representar las uniones químicas. 
Consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por los electrones 
químicamente importantes (externos) llamados electrones de valencia. 
Símbolos de Lewis 
Elemen
to (n=3) 
Na Mg Al Si P S Cl Ar 
grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 
E de 
valencia 
1 2 3 4 5 6 7 8 
Sím. 
Lewis 
Metales alcalinotérreos 
CEE : (ns)2 
Metales alcalino 
CEE : (ns)1 
Halógenos 
CEE : (ns)2(np)5 
Gases nobles 
CEE : (ns)2(np)6 
 y (1s)2 
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Uniones o enlaces químicos 
• En general, entre elementos con 
baja energía de ionización ( Me) y 
elementos con alta energía de 
ionización (no Me) 
• Se transfieren e- del átomo menos 
electronegativo (metal) al más 
electronegativo ( no metal) 
• Entre elementos con alta energía 
de ionización ( No Me-No Me) 
• Los átomos comparten 1 ó más 
pares de electrones de valencia 
• Entre elementos con baja energía 
de ionización ( Me-Me) METALICOS 
IONICOS 
COVALENTES 
EN
LA
C
E 
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Enlace iónico 
11Na : (1s)
2 (2s)2 (2p)6 (3s)1 E= 0,93 
17Cl : (1s)
2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)5 E= 3,16 
Na → Na+ + e
- Cl + e- → Cl- ∆E=2,23 
 + Na
+ + 
 
¿Cuál es la CEE de Na+ y Cl- ? ¿Cómo influye en la estabilidad de 
ambos iones? 
Ocurre entre átomos cuya ΔE es notable. Se produce por transferencia de 
electrones desde un átomo a otro con formación de cationes y aniones. 
Se puede considerar, en general,que cuando ΔE ≥2 ,la unión es iónica. 
 
- 
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En esta unión se produce la transferencia del electrón del sodio que tiene baja EI hacia el 
cloro que tiene alta EI o electronegatividad. 
Se obtiene como resultado 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. 
 
 
 
 
 
 
Altos PF y PEb 
 
Los iones en estado fundido o en 
solución adquieren movilidad y 
pueden conducir la corriente eléctrica. 
 
Características 
 
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Veamos algunos ejemplos… 
¿cuál es la estructura de Lewis de los compuestos 
formados por: 
1) Mg y Br 2) K y S 3) Al y S 
4) Na y O 5) Ca y O 6) Na y H 
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…verifica las respuestas… 
Fórmula Estr. Lewis Nombre Tipo de 
compuesto 
N⁰ de 
oxidación 
MgBr2 Mg
2+ 2 
Bromuro 
de magnesio 
Sal no oxig Mg : +2 
Br: -1 
K2S 2K 
+ 
Sulfuro 
de potasio 
Sal no oxig 
 
K : +1 
S : -2 
Al2S3 2 Al
3+ 3 
Sulfuro de 
aluminio 
Sal no oxig 
 
Al : +3 
S : -2 
Na2O 2Na
+ 
Óxido de 
sodio 
Óxido básico Na : +1 
O : -2 
CaO Ca2+ 
Óxido de 
calcio 
Óxido básico 
 
Ca : +2 
O : -2 
NaH Na+ 
Hidruro de 
sodio 
Hidruro 
metálico 
Na : +1 
H : -1 
2- 
2- 
2- 
- 
- 
2- 
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Enlace covalente 
Enlace covalente 
simple 
doble 
triple 
 
Dativa 
O coordinada 
Ó coordinada 
polarizado No polarizado 
H2O 
CH4 
CO2 
C2H2 
SO2 
SO3 HCl Cl2 
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Enlace covalente 
 
Ocurre entre átomos con electronegatividades altas y semejantes. 
Para adquirir la CE de gas noble se comparten pares de electrones. 
Se forman moléculas. 
Las moléculas se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares. 
 
 F2 Estructura de Lewis 
 
El par de electrones compartidos se representa mediante una línea que une ambos 
átomos. 
 
 F – F Formula desarrollada 
 
 
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Formula Molecular Estructura de Lewis Formula 
desarrollada 
Tipo de enlace 
H2 H - H Enlace covalente 
simple 
O2 O = O Enlace covalente 
doble 
N2 N N Enlace covalente 
triple 
HBr H - Br Enlace covalente 
simple 
CO2 O = C = O Dos enlaces 
covalentes dobles 
C2H4 H C C H 
H H 
Cuatro enlaces 
covalentes simples. 
Un enlace covalente 
doble. 
Distribución simétrica 
En todos estos casos el par electrónico compartido está formado por un electrón proveniente 
de cada átomo. © 16 
Enlace covalente dativo o coordinado 
 
Ej: 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 
 
 
“En el enlace covalente dativo el par electónico es aportado por uno solo de los átomos que 
ya ha completado su octeto” 
Para representar el enlace dativo en la formula desarrollada se realiza una flecha que apunta 
al átomo aceptor. 
 
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Formula Molecular Estructura de Lewis Formula desarrollada Tipo de enlace 
 
N2O5 
 
 
Dos enlaces 
covalentes simples. 
Dos enlaces 
covalentes dobles. 
Dos enlaces 
covalentes dativos 
 
SO3 
 
 
Un enlace covalente 
doble. Dos enlaces 
covalentes dativos 
 
P2O3 
 
 
Dos enlaces 
covalentes simples 
Dos enlaces 
covalentes dobles. 
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Excepciones a la regla del octeto 
La regla del octeto presenta limitaciones 
1.Átomos con menos de ocho electrones: 
 I. átomos con no de e- valencia menor a cuatro : 
elementos del 2º período : Be y B 
 II. moléculas en las cuales el no de e- externo es impar, el 
átomo central tiene menos de 8 e- : NO ; NO2 
 
 
 
2.Átomos con más de ocho electrones: PCl5 y SF6 
 
compuesto BeCl2 BCl3 NO2 
Estructura 
de Lewis 
2 enlaces simples 3 enlaces simples 1 enlace doble y 
1 enlace simple (d) 
compuesto PCl5 SF6 
Estructura de 
Lewis © 19 
Oxoácidos 
Fórmula molecular Ha NoMe Ob 
 
• Para realizar la estructura de Lewis ubicar al no metal en el centro, rodearlo 
por los oxígenos y por último colocar los hidrógenos al lado de los oxígenos. 
 
 
Ej: H2SO4 
 
 
 
• Comenzar con el electrón de cada átomo de hidrogeno y luego ubicar los 
electrones de los átomos de oxígeno unidos a los átomos de hidrogeno 
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• Completar los electrones del No Metal 
• Como el azufre completó su octeto realiza dos uniones covalentes dativas 
con los otros oxígenos restantes. 
 
• Formula desarrollada 
• Cuatro uniones covalentes simples.Dos uniones covalentes dativas 
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Formula 
Molecular 
Estructura de 
Lewis 
Formula 
desarrollada 
Tipo de enlace 
 
H2CO3 
 
 
 
HNO3 
 
 
 
HClO4 
 
 
 
 
H3PO4 
 
 
 
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Polaridad de enlaces 
Distribución de 
carga o nube 
electrónica 
alrededor de 
los átomos que 
constituyen un 
enlace 
covalente 
Simétrica 
(núcleos =) 
Enlace no polar 
μ=0 
Asimétrica 
(núcleos ≠) 
Enlace polar 
μ≠0 
La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos 
que se unen 
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) 
POLARIDAD - + 
H-H H-Cl Na+Cl- 
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Momento dipolar 
 
+ - 
δ + 
Unidad : Debye 
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Estructura de Lewis de Iones poliatómicos 
 
Oxoaniones 
 
Ej. [ClO3]
- 
 
Se ubican los oxígenos alrededor del no metal como en los oxoácidos. 
Se comienza distribuyendo los electrones ganados (la carga del ion) 
sobre el átomo mas electronegativo o sea sobre el oxígeno. 
 
Se colocan los electrones del oxígeno que con el electrón ganado ya 
tiene siete, por lo tanto comparte uno con el cloro. 
Se completa con los electrones del cloro. De esta manera el cloro 
completa su octeto y realiza dos uniones dativas con los otros oxígenos. 
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Formula del Ión Estructura de Lewis Formula desarrollada Tipo de enlace 
 
 
(SO4)
2- 
 
 
 
 
Dos enlaces 
covalentes simples. 
Dos enlaces 
covalentes dativos. 
Enlace iónico 
 
 
(CO3)
2- 
 
 
 
Dos enlaces 
covalentes simples. 
Un enlace covalente 
doble. Enlace iónico 
 
 
(NO2)
- 
 
 
 
Un enlace covalente 
doble. Un enlace 
covalente simple. 
Enlace iónico. 
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Iones poliatomicos sin oxígeno 
 
Catión Amonio [NH4 ] 
+ 
 
Este ion es un catión. 
Tiene una carga + porque se perdió un electrón. 
El electrón lo pierde el átomo menos electronegativo (un hidrogeno). 
Se ubican los Hidrógenos rodeando al Nitrógeno. 
 
 
 
Dibujamos los electrones de los tres hidrógenos que lo mantienen. 
 
 
 
 
 
Completamos con los cinco electrones externos del nitrógeno. 
Se establecen tres uniones covalentes simples entre los hidrógenos y el nitrógenos y una 
unión covalente dativa entre el hidrógeno (sin electrón) y el Nitrógeno. 
x 
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Catión Hidronio [H3O] 
+ 
Anión hidroxilo u oxhidrilo [OH] - 
El electrón ganado se ubica sobre el oxígeno porque es el átomo mas electronegativo. 
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Estructura de Lewis de las Oxosales 
 
• Tienen fórmula general Mex(NoMeOy)z 
 
• Son compuestos iónicos formados por: 
 * Catión: metal 
 * Anión: oxoanión 
 
Ej. NaNO3 
 
Estructura de Lewis 
 
 
 
 
 
Seguir indicaciones para 
cationes metálicos y 
oxoaniones 
© 29 
Ca(ClO3)2 
 
 Estructura de Lewis Fórmula Desarrollada 
K2CO3 
 
 Estructura de Lewis Fórmula Desarrollada 
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Mg3(PO4)2 
 
 Estructura de Lewis Formula Desarrollada 
Mg: metal alcalino terreo pierde 2 electrones para adquirir CE de gas noble. 
Forma catión Mg2+ 
Para calcular la carga del anión considero que la sumatoria de cargas debe ser cero 
por lo tanto 3.(+2) cargas positivas se neutralizan con 2.(-?) cargas negativas. 
De esta sumatoria resulta que la carga del anión es 3 -. 
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Estructura de Lewis de hidróxidos 
 
• Tienen fórmula general M(OH)x 
 
• Son compuestos iónicos Catión: metal 
Anión: oxhidrilo 
 
 
NaOH Ca(OH)2 
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Unión metálica 
 
• Se unen átomos con energías de ionización 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 y quede una 
red cristalina de cationes cuya estabilidad se concreta por la presencia de electrones entre ellos. 
• Los electrones no pertenecen a ningún átomo en cuestión sino al cristal como un todo. 
 
 
 
 
 
 
 
Características de los compuestos metálicos 
 
• 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 
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COMPUESTOS INORGÁNICOS 
METAL NO METAL 
Oxido básico Óxido ácido 
Hidruro 
metálico 
Hidruro 
No metálico 
Hidróxido 
Ácido 
oxigenado 
Hidrácido 
Compuestos 
Neutros ó 
básicos 
Sal oxigenada 
Neutra Ácida 
Sal no 
oxigenada 
+ 𝑂2 
+𝑂2 
+𝐻2 
+𝐻2 
+𝐻2𝑂 +𝐻2O 
+ 
+ 
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Clasificación de compuestos inorganicos 
C
an
ti
d
ad
 d
e 
át
o
m
o
s 
d
is
ti
n
to
s 
Binarios 
Ternarios 
Cuaternarios 
NaH MgO 
HCl 𝑵𝑯𝟑 
𝑪𝑶2 𝑪𝒂𝑪𝒍𝟐 
KOH 𝑯𝑵𝑶𝟑 
NaHS 
𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 
𝑵𝒂𝑯𝑪𝑶𝟑 
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Bibliografia 
 
 
 
 
 
 
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•
• 
•
•
•
 
 
 
 
Buenos Aires 2019
QUÍMICA BÁSICA. Di Risio, C.; Roverano, M.; Vazquez, I., 6a edición Ed. CCC Educando, 
Material consultado de diversas páginas web
Ejercitación Práctica de la Asignatura QUÍMICA, UBA, CBC, cátedra Bruno-Di Risio 2020 
Educación, Mexico 2004
QUÍMICA, LA CIENCIA CENTRAL, Brown, L; Le May, H.; Bursten, B.: 9ª edic. Pearson 
Iberoamericana 2006
QUÍMICA GENERAL, Principios esenciales. Chang, R., 4º edición. Ed. Mc Graw Hill