Uniones químicas. Electronegatividad. Números de oxidación (valencia)

Transcripción

1 Uniones químicas Electronegatividad La electronegatividad es la capacidad relativa (o tendencia) para atraer electrones que tienen los diferentes elementos químicos en una unión química. Los núcleos de los átomos muy pequeños atraen con fuerza a los electrones, mientras que los de los átomos grandes lo hacen débilmente. Aquellos átomos que atraen con fuerza a los electrones en una unión química poseen electronegatividad elevada, mientras que aquellos que no los atraen con fuerza y que tienden a perder los electrones del último nivel son poco electronegativos. Los elementos menos electronegativos son los metales del grupo IA, mientras que los más electronegativos son los no metales del grupo VIIA. El carácter de electronegatividad y no metálico aumenta hacia la derecha y arriba de la tabla; a la inversa, el carácter de escasa electronegatividad y metálico aumenta hacia la izquierda y debajo de la tabla. La electronegatividad es un valor relativo ya que no tiene un valor o número fijo sino que surge de relacionar la electronegatividad entre dos elementos. Los elemento de baja electronegatividad tienden a desprenderse de los electrones del último nivel para alcanzar el octeto, es decir parecerse al gas noble más cercano y estabilizarse, mientras que los de electronegatividad elevada tienden a ganar electrones para completar su octeto y parecerse al gas noble más cercano y estabilizarse. Números de oxidación (valencia) Cuando los átomos se unen intercambian o comparten electrones; en general lo hacen de forma tal que completan su último nivel. Los átomos más electronegativos tenderán a captar electrones y los más electropositivos, a perderlos. Sin embargo, no podrán captar o ceder cualquier cantidad de electrones sino que captaran los necesarios para llenar su último nivel o cederán los necesarios para dejar su penúltimo nivel completo. Para señalar esas características, se emplean los denominados números de oxidación, que especifican cuántos electrones podrá ceder, tomar o compartir cada átomo cuando reaccione químicamente. Esos números están acompañados por el signo + o que indicarán si el átomo atrae o rechaza los electrones (por ejemplo, el número de oxidación del flúor es 1, mientras que el del sodio es +1.

2 Uniones entre átomos. Enlaces químicos En la naturaleza es muy difícil encontrar átomos libres de los diferentes elementos ya que la gran mayoría (excepto los átomos de los gases nobles) son muy inestables y rápidamente buscan estabilizarse formando uniones químicas con otros átomos. Cuando se unen entre sí dos o más átomos se forma un compuesto. La unión entre dos átomos se llama enlace químico. Dos o más átomos se unen entre sí formando una especie química (molecular o no) mediante una fuerza denominada unión o enlace químico. Dicha unión tiene lugar siempre y cuando la sustancia formada sea más estable que los átomos que la constituyen, considerados individualmente. Los átomos o los iones se unen entre sí para lograr estabilizarse, para ello, ganan, ceden o comparten electrones, de tal forma que en su nivel más externo de energía tengan el mismo número de electrones que el gas inerte más cercano (ocho electrones, octeto). Esta regla es aplicable a la mayoría de los elementos representativos dentro de la tabla periódica. Los electrones del último nivel, es decir aquellos que van a participar de la unión, se llaman electrones de valencia. La unión química es una interacción entre electrones de valencia (electrones externos) entre dos o más átomos. Como en la unión intervienen partículas cargadas, electrónicamente negativas, la unión guarda una energía llamada energía de enlace. Cuando la unión o enlace se rompe (o sea, se separan los átomos), esa energía de enlace se libera. La teoría del octeto fue propuesta por Lewis (1916), esta teoría plantea que los átomos al reaccionar, tienden a adquirir una estructura estable, es decir, toman la configuración externa del gas noble más próximo en la tabla periódica, quedando con una órbita más externa de ocho electrones (CEE: n s 2 n p 6, donde n representa el nivel o capa electrónica), con excepción de algunos átomos que toman la configuración externa del helio (CE s 2 ) y completan su órbita con 2 electrones. Lewis estableció una manera de representar las uniones químicas. Esta consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por electrones químicamente importantes, es decir los más externos. Cada electrón se representa por puntos, rayas o cruces. Teniendo en cuenta el concepto de electronegatividad, podemos entender la existencia de los tres tipos de uniones químicas, de acuerdo a la fuerza con que los átomos atraen los electrones de valencia. Existen dos posibilidades: Que los valores de electronegatividad de los átomos sean marcadamente diferentes (1,7 o más), originará uniones iónicas con intercambio de electrones (entre elementos metálicos y no metálicos) Que las diferencias de electronegatividad sea baja, se dan dos posibilidades. - Qué ambos átomos tengan baja electronegatividad llevará a formar una unión metálica (entre elementos de transición).

3 - Que ambos átomos posean electronegatividad alta y similar llevará a formar uniones covalentes (entre elementos no metálicos) Para ejemplificar lo anteriormente dicho: - Ej: en el H (cloruro de hidrógeno), la electronegatividad de es 3 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,9 nos indica un compuesto covalente. En el BaO (óxido de bario) la electronegatividad del O es 3,5 y la del Ba es 0,9; la diferencia de 2,6 se trata de un compuesto iónico. Enlace covalente: Los átomos comparten pares de electrones y forman moléculas. Esta unión se da entre átomos de elementos no metálicos con alta electronegatividad pero similar entre ellos, por lo tanto intentaran alcanzar la CEE: n s 2 n p 6 para parecerse al gas noble más cercano. En el caso del H comparte electrones para completar su única capa (s) con 2 electrones. Son sustancias que no conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones no están libres. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. El elemento hidrógeno solo participa en uniones covalentes, es decir que cada vez que el elemento hidrógeno esté presente en un compuesto los enlaces serán de tipo covalente (comparten electrones). Los electrones compartidos siempre se presentan de a pares, pudiendo los átomos compartir uno o más pares de electrones. Algunas de las formas en que se pueden representar estas uniones químicas son: estructura de Lewis, fórmula molecular, fórmula desarrollada De acuerdo con esto las uniones covalentes pueden ser: Simples: cuando comparten un par de electrones, como en la molécula de hidrógeno (H 2 ) CEE H s 1 Estrutura de Lewis H + H H H Fórmula molecular: H 2 Formula desarrollada: H H O, como en el agua (H 2 O): CEE H s 1 ; CEE O 2s 2 2p 4 Estrutura de Lewis Fórmula molecular: H 2 O Formula desarrollada: H O H H + O + H H O H

4 Dobles: cuando comparten dos pares de electrones, como en el oxígeno (O 2 ) y en el dióxido de carbono (CO 2 ) CEE C 2s 2 2p 2 ; CEE O 2s 2 2p 4 Estructura de Lewis O O O C O Fórmula molecular: O 2 Fórmula molecular: CO 2 Formula desarrollada: O O Formula desarrollada: O C O Triples: cuando comparten tres pares de electrones, como en el nitrógeno (N 2 ) CEE N 2s 2 2p 3 Estructura de Lewis N N Fórmula molecular: N 2 Formula desarrollada: N N Enlace covalente dativo: el par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos. En la fórmula desarrollada, la unión dativa se representa mediante una flecha cuya punta se dirige hacia el átomo que recibe el aporte de electrones: Ej: - dióxido de azufre SO 2 O S = O - Trióxido de azufre SO 3 O S = O O - Trióxido de dicloro 2 O 3 O O O O O - Pentóxido de dinitrógeno N 2 O 5 O N O N O - Ozono O O = O En los enlaces covalentes cuando los átomos que se unen tienen diferencias de electronegatividades se dan dos tipos de uniones covalentes que se las denomina:

5 - Enlace covalente polar: la diferencia de electronegatividades es marcada, va desde 0,4 a 1,7. Ejemplo: en el H. Esto se da porqué uno de los átomos tiene mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. En nuestro ejemplo la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar o dipolo por tener un extremo o polo positivo y uno negativo, unidos los átomos con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico. La molécula polar más importante es el agua, la mayor electronegatividad del O hace que atraiga hacia sí los electrones alejándolos de los hidrógenos, habiendo un incremento de carga negativa en el O y positiva en los H H - Enlace covalente no polar: la diferencia de electronegatividades es poca, va desde 0 a 0,4. La nube electrónica de los átomo enlazados es simétrica. Ej: CO 2

6 Enlace iónico: Se da entre un metal y un no metal, es decir, entre elementos poco electronegativos y elementos muy electronegativos. El no metal acepta uno o más electrones que cede el metal, es decir que, el que cede electrones queda cargado positivamente, es un catión (queda con electrones de menos), y el que acepta electrones queda cargado negativamente, es un anión (tiene electrones de más). Los no metales intentaran alcanzar la CEE n s 2 n p 6 para parecerse al gas noble más cercano ganando electrones. Los metales intentarán perder los electrones de su último nivel (el nivel desaparece) y quedar con el anteúltimo nivel con la CCE n s 2 n p 6 o CEE 1s 2 s, según sea el caso, y parecerse al gas noble más cercano. Algunas de las formas en que se pueden representar las uniones químicas son: estructura de Lewis o fórmula de lewis, unidad fórmula, fórmula desarrollada, o presentarlos como iones Las sustancias iónicas no forman moléculas, sino una red cristalina en donde se van alternando iones positivos y negativos. Existen diversos tipos de redes cristalinas, cuyo estudio abarca la cristalografía. La más sencilla es la red del cloruro de sodio: En la red de cloruro de sodio cada ión está rodeado en el espacio por seis iones de signo contrario. Cuando se ve un cristal de una sustancia iónica, por ejemplo un granito de sal gruesa, todo ese cristal es una inmensa unidad. Ej: cloruro de sodio (NaCL) Estructura de Lewis + - Na + Na Unidad fórmula: Na Formula desarrollada: Na Como ion: Na + -

7 Otro ejemplo es el cloruro de magnesio (Mg 2 ), donde los átomos metálicos y no metálicos no compensan exactamente sus electrones. El tiene 7 electrones en su último nivel y el Mg tiene 2. el átomo de Mg sede 2 electrones y se convierte un catión, Mg ++. Pero cada átomo de necesita recibir un electrón para saturar su última órbita, se requieren por lo tanto dos átomos de que se convertirán en aniones, -, al aceptar cada uno un electrón. Mg + Mg En forma similar podemos razonar para interpretar la fórmula del óxido de aluminio (Al 2 O 3 ) Al + 3 O 2 Al 3 O otros Ej: HgS (sulfuro de mercurio); ZnS (sulfuro de cinc), PbS (sulfuro de plomo) Sb 2 S 3 (sulfuro de antimonio), CaBr 2 (Bromuro de calcio) Enlace metálico: se produce entre metales de transición, que se presentan como cationes dispuestos en una red de iones positivos (cationes), rodeados de electrones que se mueven libremente alrededor de los cationes. Los electrones pasan de un átomo a otro. Al moverse las cargas negativas actúan como material ligante, manteniéndose así la estructura El enlace metálico se da entre átomos metálicos del mismo tipo. Ej: entre átomos de Hierro (Fe). Fe + Fe + Fe + Fe + Fe + Fe + La libertad de movimiento de los electrones permite explicar las propiedades de los metales, por ejemplo su brillo, conductividad eléctrica, maleabilidad, ductilidad. En la naturaleza muy pocos metales se encuentran en estado puro, sin formar compuestos químicos: oro, platino, paladio, osmio, iridio; los restantes se encuentran combinados constituyendo minerales combinados (separación industria metalúrgica).

8 Las sustancias metálicas no forman moléculas. Lo mismo que en el caso de una red cristalina, cuando vemos por ejemplo una viga de hierro todo es una inmensa unidad.