LAS UNIONES ENTRE L O S Á T O M O S

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L A S U N I O N E S

E N T R E

L O S Á T O M O S

“Feliz el hombre que, estudiando las leyes de la naturaleza, a través de los efectos conocidos “Feliz el hombre que, estudiando las leyes de la naturaleza, a través de los efectos conocidos “Feliz el hombre que, estudiando las leyes de la naturaleza, a través de los efectos conocidos “Feliz el hombre que, estudiando las leyes de la naturaleza, a través de los efectos conocidos

puede establecer el secreto de la causa”. Virgilio (70 puede establecer el secreto de la causa”. Virgilio (70 puede establecer el secreto de la causa”. Virgilio (70

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Prof. Andrea López

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Rovera-5 – Las uniones entre átomos

¿CÓMO SE FORMAN LAS SUSTANCIAS?

En el mundo que nos rodea estamos en contacto con infinidad de sus-tancias, que se encuentran en distintos estados de agregación, como por ejemplo agua, sal, dióxido de carbono, alcohol, etc. Sabemos que estas sustancias están formadas por moléculas o bien por retículos cristalinos. Así tenemos sustancias mole-culares cuyas moléculas están formadas por átomos del mismo elemento como H2, N2, Cl2 o de elementos distintos como H2O, CO2, NH3. También existen cristales como el diamante, la sal de mesa, o los metales, que son todos agregados de numerosos áto-mos o iones. la existencia de todas estas sustancias nos lleva a suponer que de alguna manera los átomos de los diversos elementos se unen entre sí para formar sustancias diferentes.

Aquí cabe preguntarse: ¿Cómo se unen los átomos? ¿Qué fuerzas los mantienen unidos?¿Por qué a la misma temperatura existen sustancias sóli-das como el hierro, líquisóli-das como el agua o gaseosas como el metano?. Estas y otras preguntas trataremos de explicar a lo largo de este capítulo.

Siempre que se produce un cambio espontáneo en la naturaleza es porque el sistema alcanza un estado más estable, de menor energía. Por ejemplo, desde la cima de una montaña una piedra cae espontáneamente hasta detenerse en el valle, disminuyendo su energía potencial. Por eso, es lógico pensar que los átomos se unen para lograr una estructura más estable que la que tienen cuando están aisladas.

LOS ELECTRONES DE VALENCIA

Hemos visto que los átomos de los elementos de un mismo grupo de la Tabla Periódica, a excepción del helio, tienen igual número de electrones en su nivel más externo. Dado que las propiedades químicas de los elementos de un grupo son similares, debe existir una estrecha rela-ción entre las propiedades químicas y el número de electrones más externos. En efecto, sólo estos elec-trones intervienen activamente en la formación de los enlaces químicos y son conocidos como electrones de valencia. Por consiguiente, al estudiar la naturaleza del enlace químico, es necesario considerar los electrones de la capa más externa del átomo. En los elementos representativos los electrones de valencia son los que constituyen la configuración electrónica externa (C.E.E). En los elementos de transición, es más complicado distinguir los electrones de valencia, por lo que sólo lo haremos en los casos que sea ne-cesario.

Limitaremos nuestras consideraciones esencialmente a los elementos representativos, aunque conceptos similares pueden también aplicarse a los elemen-tos de transición o de transición interna.

En la Tabla 1 se muestra la expresión general de la C.E.E y el número de electrones de valencia, para los grupos que comprenden a los elementos representativos. Como podemos observar, los átomos de los elementos de un mismo grupo tienen igual número de electrones en su nivel más externo, que además coincide con el último dígito del grupo.

Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18

C.E.E ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

Electrones de valencia 1 2 3 4 5 6 7 8

Tabla 1: Expresión general de la CEE y del número de electrones de valencia de cada grupo de los ele-mentos representativos, donde n es el periodo (1,2,3,4,5,6,7) en que se halla el elemento.

LOS SÍMBOLOS DE LEWIS

Con el objeto de representar en forma simple y esquemática los elec-trones de valencia, Gilbert N.Lewis propuso una simbología ampliamente utilizada.

¿HACIA DONDE VAMOS ?

En este capítulo estudia-remos la naturaleza de las uniones químicas, a través de los distintos enlaces que se pueden establecer entre las partículas que se unen.

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5 – Las uniones entre átomos Consiste en escribir el símbolo del elemento, rodeado por los electrones de valencia que se indican mediante puntos o cruces.

En el siguiente cuadro mostraremos estos símbolos para los elementos del segundo período.

Elemento Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón

Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18

Electrones de valencia 1 2 3 4 5 6 7 8

Símbolo de Lewis Li

Be

B

C

• •

N

• •

• •

O

• •

• •

F

••

• •

Ne

A continuación para que vayan familiarizándose con algunas de las sus-tancias más comunes que nos encontramos a diario, les proponemos que realicen la siguiente actividad.

Completar el siguiente cuadro, buscando en la bibliografía las propie-dades de las sustancias o materiales mencionadas y sus posibles usos y aplicaciones. Indicar, además, si existen en la naturaleza o si son producidas sintéticamente por el hombre. Para el estado de agregación y la densidad, considerar condiciones ambientales (1 atm de presión y 25ºC de temperatura).

Sustancia Composición Estado de

agregación Densidad

Punto de ebullición

(ºC)

Usos Natural Sintética

Metano Carbono e

hidrógeno gaseoso combustible Sí

Etanol

Yeso

Agua

Azúcar

Oxígeno

Arena

Sal de mesa

LAS PRIMERAS TEORÍAS

Las primeras ideas acerca de la formación de los enlaces químicos, fue-ron aportadas por Berzelius hacia 1812. según su teoría, los átomos de los distintos elementos poseían polos eléctricos predominantemente positivos o negativos. La unión se establecía entre los átomos con polos de signo contrario. Sin embargo, esta teoría no podía explicar la existencia de moléculas formadas por átomos del mismo elemento, como H2, N2 o Cl2, ya que sus átomos tendrían polos del mismo signo y no se atraerían.

Una de las claves que permitió establecer la naturaleza de los enlaces químicos con mayor precisión, fue el descubrimiento de los gases nobles. En efecto, los gases nobles presentan escasa reactividad química a tal punto que son todos monoatómicos, lo que indica que ni siquiera se combinan consigo mismo.

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5 – Las uniones entre átomos Esta inactividad química de los gases nobles, se atribuye a que sus átomos tienen su nivel más externo completo. Con excepción del helio que completa dicho nivel con sólo dos electrones, los demás gases nobles tie-nen el nivel más externo completo de 8 electrones cada uno. La expresión general de la CEE de estos gases es: ns2 np6, donde n es el número cuánti-co principal del nivel más externo.

Estas propiedades sugieren que los átomos que de alguna manera lo-gren completar su nivel más externo con ocho electrones, adquieren gran estabilidad.

En 1916, Walter Kossel y Gilbert N.Lewis, en forma independiente, señalaron que cualquier átomo podría alcanzar gran estabilidad si de algún modo adquiriese la CEE del gas noble más próximo en la Tabla Periódica. Pero, ¿cómo puede lograrse?.

Para responder esta pregunta analicemos las características de los elementos que se hallan en los grupos más cercanos a los gases nobles.

En el esquema siguiente, representamos los símbolos de Lewis co-rrespondientes a los gases nobles, comparados con los de los elementos de los dos grupos anteriores y de los dos posteriores de la Tabla Periódica.

En el centro del cuadro ubicamos a los gases nobles que presentan su octeto completo con ocho electrones de valencia, salvo el helio que tiene dos. A la izquierda de éstos están los halógenos (grupo 17) a los que sólo les falta un electrón para completar el octeto y los calcóge-nos (grupo 16) a los que le faltan dos. Por ejemplo, el flúor tiene un electrón mecalcóge-nos que el neón mientras que el oxígeno tiene dos menos que el neón. Por ello, los halógenos tienen tendencia a formar aniones mononegativos y los calcógenos aniones dinegativos, ganando uno o dos electrones respectivamente, para alcanzar la configuración estable del gas noble que les sigue.

A la derecha de los gases nobles ubicamos a los metales alcalinos (gru-po 1) y a los alcalinotérreos (gru(gru-po 2) con uno y dos electrones más que el gas noble del período anterior. Por ejemplo, el litio (Li) tiene un electrón más que el Helio (He), mientras que el berilio (Be) tiene dos electrones más que el He. Así, por pérdida de un electrón, los metales alcalinos pueden formar cationes monopositivos y los alcalinotérreos por pérdida de dos electrones cationes dipositivos, alcanzando en am-bos casos la configuración del gas noble precedente.

Gilbert Newton Lewis

Nació el 23 de octubre de 1875 (Weymouth, EEUU). Transcurrió la mayor parte de su vida siendo profesor de fisicoquímica en la Universi-dad de California en Berkeley. Allí ocupó el puesto de jefe de departamento desde 1912 hasta su muerte acaecida en su laboratorio, el 23 de marzo de 1946.

Se destacó por sus teorías de las uniones químicas; de los ácidos y bases y su contribu-ción a la termodinámica.

Calcógenos

CEE ns2np4

Forman aniones A

2-Gases nobles

CEE ns2np6

Metales alcalinotérreos

CEE ns2

Forman cationes M2+

16

17

18

1

2

n = 1

He

n = 2

• • • •

O

• • • •

F

••

• •

Ne

Li

Be

n = 3

••

• •

S

••

• •

Cl

••

• •

Ar

Na

Mg

n = 4

••

• •

Se

••

• •

Br

••

• •

Kr

K

Ca

n = 5

• • • • • •

Te ••

• •

I

• • • •

Xe

Rb

Sr

n = 6

• • • •

Po

••

• •

At

••

• •

Rn

Cs

Ba

Halógenos

CEE ns2np5

Forman aniones A

-Metales alcalinos

CEE ns1

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5 – Las uniones entre átomos En otras palabras, los elementos de estos cuatro grupos (16, 17, 1 y 2) pueden alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, por pérdida o ganancia de electrones, for-mando cationes o aniones respectivamente.

Por otra parte, los átomos de los elementos representativos que perte-necen a los grupos restantes (13, 14 y 15) tienen tres, cuatro o cinco electrones de valencia, respectiva-mente. Esto significa que para lograr la configuración de gas noble, necesitan ganar o perder tres, cuatro o cinco electrones. Esto hace que los átomos de estos grupos tengan poca tendencia a ganar o perder electrones para formar iones. sin embargo, se conocen algunos iones de estos elementos como Al3+ o N3+. La configuración de gas noble en los elementos de estos tres grupos, puede ser alcanzada compartiendo electrones con otros átomos, como veremos más adelante.

LA REGLA DEL OCTETO

De acuerdo con lo antedicho, hay dos maneras por las cuales un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble:

a) Cuando un átomo transfiere electrones a otro. b) Cuando se comparten electrones entre dos átomos

Estas ideas condujeron a los científicos a establecer una afirmación conocida como regla del octeto.

En otras palabras, esta regla nos indica que cuando los átomos se unen, tienden a transferir o compartir el número necesario de electrones para tener ocho en su capa más exter-na, salvo el átomo de hidrógeno que la completa con dos.

Si bien la validez de esta regla no es universal, pues como veremos exis-ten excepciones, constituye una buena aproximación para una explicación elemental de cómo se estable-cen las uniones químicas.

¿CÓMO SE UNEN LOS ÁTOMOS?

La formación de una unión química implica un reordenamiento de los electrones de valencia de los átomos que se unen, para dar lugar a una estructura de menor energía y por lo tanto más estable. Esto significa que en el proceso de unión entre dos áto-mos se libera cierta cantidad de energía (energía de enlace). Por ejemplo, cuando dos átomos A y B cuyas energías son E1 y E2, se unen para formar una sustancia AB, la energía final EF es menor que la de los átomos individuales. Por otra parte, en las uniones químicas existen fuerzas de naturaleza elec-trostática, debidas a interacciones entre partículas cargadas como protones, electrones o iones. Como sabemos, las fuerzas pueden ser de repulsión (car-gas de igual signo) o de atracción (car(car-gas de signo opuesto). La unión entre dos átomos se establece cuando predominan las fuerzas de atracción sobre las de repulsión.

Las fuerzas de atracción entre cargas de signo opuesto se produ-cen por la interacción entre cationes – aniones o entre protones – electrones. A manera de resumen de las ideas precedentes, destacamos algunas ca-racterísticas que conducen a la formación de un enlace químico:

a) La formación de un enlace implica cierto reordenamiento de los electrones de valencia de los átomos que lo forman.

b) Cuando dos átomos se unen, lo hacen para alcanzar un estado más estable de menor energía. Es decir, en el proceso de unión se libera energía que es la misma que se re-quiere para la separación (energía de enlace).

c) En los enlaces químicos se ponen de manifiesto fuerzas de atrac-ción de naturaleza electrostática, correspondientes a cargas de signo opuesto.

d) El estado de menor energía se logra cuando los átomos que se unen transfieren o comparten electrones entre sí cumpliendo, en lo posible, con la regla del octeto.

En conclusión, podemos decir que el enlace o unión química es la

fuer-EL OCTETO ELECTRÓNICO

Los átomos de los elementos tienden a unirse entre sí transfiriendo

o compartiendo electrones, de manera que su nivel más externo se

complete con ocho electrones.

REGLA DEL

OCTETO

AB A

B E1

E2

EF

Formación del enlace AB

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5 – Las uniones entre átomos za de atracción que mantiene unidos a los átomos en una sustancia.

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos dando origen a las diver-sas sustancias, son esencialmente de tres tipos diferentes con características propias.

Los tres tipos fundamentales de uniones son: 1. unión iónica

2. unión covalente 3. unión metálica

A su vez, hay distintos tipos de enlaces covalentes: simple ,doble, triple y enlace covalente dativo.

Como las teorías precedentes no explican adecuadamente las propieda-des de los metales, es necesario introducir, además, el enlace metálico, que veremos más adelante.

Los distintos tipos de uniones químicas que se muestran en la Figura 1 y se analizarán en este capítulo, permiten explicar en forma sencilla cómo y por qué se unen los átomos o iones de las diversas sustancias.

Los distintos tipos

de enlaces químicos

LA SAL DE MESA Y ALGO MÁS

Diariamente estamos en contacto con una gran variedad de sustancias, muchas de ellas esenciales para nuestra vida. Así por ejemplo, el aire que respiramos contiene esencial-mente nitrógeno y oxígeno, que están constituidos por moléculas diatómicas. El agua está formada por moléculas triatómicas que contienen átomos de los elementos hidrógeno y oxígeno. La sal de mesa, indis-pensable en nuestra dieta, está constituida por cristales de cloruro de sodio, que contienen iones de cloro y de sodio. En otras palabras, los átomos de diversos elementos se agrupan para formar sustancias con propiedades muy distintas de las que tienen los elementos que las forman. Analicemos la sal de mesa. Resulta extraño, en principio, que un metal plateado y blando como el sodio reaccione violentamente con el cloro gaseoso de color verdoso para producir cristales de cloruro de sodio, un sólido blanco soluble en agua. ¿Cómo puede ser esto posible?. ¿O acaso los componentes del cloruro de sodio no siguen siendo el cloro y el sodio?. En lo que sigue intentaremos responder estas preguntas, no sin antes mostrarles un cua-dro con las propiedades de cada uno de los tres protagonistas de estos hechos.

Sustancia Aspecto a temperatura ambiente Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)

Cloro (Cl2) Gas de olor fuerte irritante, verdoso -101 -35

Sodio (Na) Metal sólido, gris, blando 98 892

Cloruro de Sodio (NaCl) Sólido cristalino, blanco 801 1413

Pág 18.

UNIÓN QUÍMICA

iónica

covalente

metálica

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5 – Las uniones entre átomos

¿QUÉ ES UNA RED CRISTALINA?

Muchos sólidos muestran una estructura que consiste en la repetición regular de un determinado patrón y se denominan sólidos cristalinos. Los diamantes, los cristales de azúcar, o la sal de mesa, son ejemplos de estos sólidos. En otros sólidos como el vidrio, el caramelo o la cera, el ordena-miento de las partículas que los constituyen es irregular y no se observa un patrón determinado. Son los sólidos amorfos.

Un cristal o red cristalina consiste en un inmenso ordenamiento de áto-mos, moléculas o iones, dispuestos según un patrón que se repite regular-mente. Debido a que el diseño se repite exactamente, cada cristal tiene una mínima unidad a partir de la cual puede generarse todo el cristal. Esta mínima unidad es denominada celda unitaria.

La repetición de las celdas unitarias, puede visualizarse en un plano, como si fueran baldosas colocadas borde con borde.

Dentro de los sólidos cristalinos, existen numerosos compuestos que están constituidos por un conjunto de iones positivos y negativos muy próximos entre sí, que se mantienen

unidos por fuerzas de atracción electrostática, formando el retículo cristalino. Por ejemplo, mediante el estudio con rayos X del cristal del cloruro de sodio, se pudo establecer que está constituido por una red cristalina tridimensional. Esta red está caracterizada por una estructura cúbica, en la que existe una distribu-ción regular y ordenada de iones sodio (Na+) y cloruro (Cl-), ubicados en los vértices de un cubo y en el centro de cada cara. Es decir, se trata de un sistema cúbico cen-trado en las caras, donde la celda unitaria es un cubo.

Los iones se mantienen unidos en la red cristalina por fuerzas de atracción electrostática. Las fuerzas de atracción se extienden en todas las direcciones y cada catión sodio está rodeado de seis aniones cloruro recíprocamente, cada anión cloruro por seis cationes sodio, como mostramos en la figura adjunta. Esto significa que el número de iones sodio y cloruro en el cristal es el mismo y por lo tanto se hallan en una relación mínima de 1/1. luego, la mínima unidad del cloruro de sodio y un anión cloruro, que representamos mediante su fórmula empírica: NaCl. Esta distribución determina que en el cloruro de sodio no exis-tan moléculas.

Debemos aclarar que el sistema cúbico centrado en las caras no es el único tipo de ordenamiento posible de los iones en una red. La forma óptima en que los iones pueden acomodarse en un retículo cristalino, depende de su carga y de su tamaño.

¿QUÉ ES EL ENLACE IÓNICO?

De acuerdo con lo antedicho, podemos suponer que en el proceso de organización del cristal está implícita la formación previa de los iones Na+ y Cl-. ¿Cómo se originan estos iones?. ¿Cuál es el proceso de formación del cristal?.

Para responder estas preguntas, recurramos a las ideas de Walter Kos-sel, químico alemán, quien hacia 1916 propuso:

Los átomos de los elementos tienden a ganar o perder el número de electrones necesarios para adquirir la configuración del átomo del gas noble más próximo en la Tabla Periódica.

A los efectos de aplicar estas ideas, comencemos por comparar los elec-trones de valencia del sodio y del cloro con los de los gases nobles más próximos a ellos, que son el neón y el argón respectivamente.

Si escribimos las respectivas configuraciones electrónicas, destacando en negrita la CEE, tenemos:

11Na : 1s22s22p63s1 17Cl:1s22s22p63s23p5

10Ne : 1s22s22p6 18Ar: 1s22s22p63s23p6

El átomo de sodio tiene un solo electrón en su nivel más externo (3s1), que tienden a perderlo para transformarse en el catión sodio, cuya configuración electrónica es igual a la del neón. Es decir, el Na+ y el Ne son isoelectrónicos.

Repetición de un baldosa hexagonal (celda unitaria)

Cristal de NaCl

_

+

+

+

+

+

+

Un anión cloruro rodeado por seis cationes sodio

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5 – Las uniones entre átomos Por otra parte, el cloro que tiene siete electrones externos, tiende a captar un electrón para adquirir la configuración del argón, convirtiéndose en el anión Cl-, que es isoe-lectrónico con el argón.

Ahora bien, imaginemos que sucede si un átomo de sodio se acerca suficientemente a uno de cloro. El átomo de sodio transfiere su electrón más externo (3s1) al átomo de cloro, formándose simultáneamente los iones Na+ y Cl-. Es decir, el átomo de sodio pierde un electrón que gana el átomo de cloro. Este hecho podemos visualizarlo mediante el siguiente diagrama de cajas:

11Na 1s 2s 2p 3s

C.E 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl 1s 2s 2p 3s 3p

C.E 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

El proceso de formación de los iones sodio y cloruro puede representar-se utilizando los símbolos de Lewis, de la siguiente manera:

Na Na+

+ e

Cl + e Cl

-Luego, ambos átomos adquieren simultáneamente una estructura esta-ble, originando los iones Na+ con diez electrones y Cl- con 18, que tienen el mismo número de electrones

que los gases nobles Ne y Ar, respectivamente.

Como cada átomo de sodio transfiere un electrón a un átomo de cloro formándose un ión Cl- por cada ión Na+, la relación entre ambos es 1/1.

Puesto que los iones así formados tienen cargas de signo opuesto se atraen entre sí manteniéndose unidos por fuerzas electrostáticas, de acuerdo con la Ley de Coulomb.

El proceso de atracción entre ambos iones podemos representarlo según:

Decimos que se ha producido un enlace iónico. La repetición de este proceso en infinidad de átomos de cloro y sodio, conduce a la formación del cristal.

Mediante este mecanismo de enlace iónico podemos explicar la forma-ción de numerosos compuestos iónicos.

Veamos el proceso de formación del fluoruro de calcio, cuya fórmula empírica es CaF2.

La CEE del calcio es 4s2 y la del flúor es 2s22p5. Es decir, el átomo de calcio posee dos electrones externos mientras que el flúor siete. Esto nos indica que para adquirir la con-figuración del gas noble argón, el átomo de calcio tiende a ceder sus dos electrones externos. Por su par-te, cada átomo de flúor necesita captar un electrón, para lograr la configuración del gas noble neón. Lue-go, si el átomo de calcio cede un electrón a cada átomo de flúor, los tres átomos adquieren la estructura de gas noble. Por lo tanto, se producen dos enlaces iónicos que podemos representarlos por:

de esta manera, se forma una unidad de CaF2 por la transferencia total de los dos electrones externos del calcio a los dos átomos de flúor. El ión Ca2+ y los dos iones F- formados, se mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostáticas.

Cap 2, Pág 9.

-Na+ + Cl Na+ Cl

+

F Ca + F F

-

Ca2+ F

(9)

-5 – Las uniones entre átomos

¿QUÉ ELEMENTOS FORMAN LOS ENLACES IÓNICOS?

Dada la naturaleza del proceso de formación de los enlaces iónicos, suponemos que éstos se producen por la combinación de elementos cuyos átomos tengan tendencia a per-der electrones con otros que tiendan a captarlos.

Estrictamente hablando, el enlace iónico se producirá entre elementos con baja energía de ionización (tienden a formar cationes), con otros que sean muy electronegativos (for-man aniones con facilidad). En otras palabras, el enlace iónico se establece con más facilidad, cuanto mayor es la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que lo constituyen. En efecto, la ma-yoría de los compuestos iónicos están formados por la combinación de elementos de los grupos 1 y 2 (me-tales) con los de los grupos 16 y 17 (no me(me-tales).

La característica esencial del enlace iónico es que se produce una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro, formándose cationes y aniones.

LA CIENCIA EN NUESTRA VIDA

¿Qué gusto tiene la sal? (Revista XXI)

Un test de productos realizados por la Asociación de Defensa del Con-sumidor (ADELCO) en el mes de mayo de 1999 demostró que el 66% de las muestras analizadas de sal fina, entrefina y gruesa no contiene la cantidad de iodo estipulada por ley. El problema no es menor: el 8% de la población del país sufre de bocio (cre-cimiento desmedido de la glándula tiroides), uno de los indicadores más comunes de la carencia de iodo.

La ausencia de este micronutriente, llamado así porque el organismo lo requiere en cantidad minúsculas, es una cuestión que afecta a la humanidad desde siempre. Por ello, diversos países adoptaron a mediados de la década del 20 la solución más eficaz: incorporaron iodo a la sal, condimento muy utilizado por el hombre. En Argentina, a fines de los 60, la ley 17259 estableción la obligatoriedad de incorporar una parte de iodo cada treinta mil partes de sal.

De 15 muestras analizadas por ADELCO, sólo cinco cumplieron con ese requisito (33%), cuatro se ubicaron por debajo de los índices adecuados (27%) y seis estaban excedidas en los valores (40%). Si bien el exceso de iodo no es nocivo para la salud porque el organismo descarta el sobrante, la carencia es la causa individual más importante del retraso mental y de las lesiones cerebrales susceptibles de prevención. También puede ocasionar reducción en la coordinación psicomotriz, pérdida de puntos del coeficiente intelectual, parálisis parcial, enanismo, cretinismo (deficiencia en el crecimiento( y en las mujeres embarazadas aumenta el riesgo de aborto y mortandad fetal tardía, amén de la mujer misma. Por otro lado, tiene gran incidencia en la conservación del calor y de la energía del cuerpo. Un dato llamativo del estudio es que muestras de la misma marca, ad-quiridas en diversas ciudades, arrojaron diferentes índices de iodo en la composición. Hay una marca que en sal fina superó ampliamente el valor legal en Buenos Aires, pero quedó muy abajo en Tucumán. Otra en cambio, sólo pasó la prueba con la muestra de Santa Fe; las de Tucumán y Buenos Aires excedían los márgenes aceptados. Otras de Salta; y de Santa Fe, no alcanzaron los mínimos aceptados y de las cinco muestras de sal gruesa, tres registraron exceso. Las sales adquiridas en las provincias del norte del país fueron la de más bajo contenido en iodo. Es una llamada de atención para las autoridades sanitarias: la zona se considera de “carencia endémica” y allí se registra la mayor cantidad de enfermedades relaciona-das con la falta de iodo. El Noroeste y Noreste del país tienen suelos pobres en iodo por la acción de dis-tintos fenómenos naturales: lluvia, inundaciones, deforestación y falta de salida al mar.

Consiste en una transferencia de electrones del átomo menos

elec-tronegativo (metálico) al más elecelec-tronegativo ( no metálico)

origi-nando iones de signo opuesto que se mantienen unidos por fuerzas

de atracción electrostática

.

ENLACE

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5 – Las uniones entre átomos ADELCO realizó este análisis para verificar posibles cambios respecto de un estudio anterior. En 1996, la asociación investigó 32 muestras de sal fina, gruesa y modificada (de bajo contenido en sodio). Los resultados fueron desalentadores: 18 tenían menos iodo del mínimo (56%), 13 cumpl-ían con la ley (41%) y sólo uno arrojó exceso (3%).

Todas las empresas, involucradas en el estudio de ADELCO afirmaron cumplir con la ley al pie de la letra. Directivos de las empresas explicaron: “El resultado depende del laboratorio que haga el análisis; el iodo se analiza por parte por millón y no todos tienen la misma precisión”. “Es muy difícil lograr una distribución homogénea”. “Alcanzar la proporción de iodo es como mezclar medio kilo de azúcar en un camión con acoplado y chasis completo de sal, es muy difícil mezclarlo en partes iguales. De allí que podemos tener variaciones, pero no significa que se agregue de más o de menos”.

“Supongo que esa merma puede obedecer al tiempo que llevaba enva-sada. Hace más de dos meses que no producimos y el iodo se evapora y se volatiliza como el alcohol.”

A pesar de las afirmaciones empresarias un documento del Instituto Na-cional de Alimentos (INAL) sostiene que de la información recibida de las autoridades juridiccionales y recabada por nosotros, se observa el irregu-lar cumplimiento de las leyes y decretos dictados para prevenir el bocio endémico. Por esa razón, impulsa un plan integral que contemple acciones a cinco años.

De los fundamentos del proyecto surge que no hay un conocimiento acabado de la legislación: Sostienen que el “objetivo – de la primera etapa – es netamente educativo”. La idea es promover la divulgación científica y procedimientos técnicos; seguimiento y asesoramiento a empresas y auto-ridades bromatológicas; evaluación de los resultados y, por último, control de productos. Las multas a los infractores se prevén para la “cuarta eta-pa”, es decir, de aquí a cuatro años, cuando se “comenzará y se desarro-llará en forma continua el ejercicio de la función de policía sanitaria”.

El mercurio y el sombrerero loco

Es probable que en la infancia hayan leído la obra de Lewis Carroll, “Alicia en el país de las Maravillas”, y recuerden al Sombrerero loco, un personaje delicioso, que portaba una galera gigante en su cabeza y sostenía una teoría muy particular sobre el tiempo.

Los invitamos a que lean un pequeño párrafo, para poder imaginar un poco más las características de este personaje.

“El Tiempo no tolera que le den palmadas. Si, en cambio, te llevarás bien con él, haría cuanto quisieras con tu reloj; por ejemplo, supongamos que fueran las ocho de la ma-ñana, la hora en que comienzan tus lecciones; pues bien, bastaría con que murmuraras tus deseos al oído del Tiempo para que este se encargara que las agujas del reloj corrieran veloces y en un abrir y cerrar de ojos serían las trece, hora del almuerzo!.”

Si pudieran, ¿correrían las agujas del reloj, para finalizar, la lectura?. Esperamos que la respuesta sea ¡NO!.

¿Por qué sombrerero, y encima loco?

Durante mucho tiempo el mercurio fue un importante ingrediente de muchos agentes diuréticos, antibacterianos y antisépticos. En las últimas décadas se ha ido reemplazando el uso de estos productos, debido a su toxicidad.

Con respecto a la toxicidad, debemos distinguir tres vías distintas: los vapores provenientes del mercurio (metal que a temperatura ambiente es líquido), las sales de mercurio y compuestos mercuriales de origen orgánico.

La exposición a los vapores de mercurio en lugares poco ventilados, puede presentar signos de intoxicación en las personas, semejantes a los observados por ingesta de sales de mercurio.

El mercurio, tercer miembro del grupo doce, de la clasificación

perió-¿Sabías que?

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5 – Las uniones entre átomos dica, puede originar, por pérdida de electrones dos cationes: el mercurioso (Hg2+), cuando pierde un

electrón y el mercúrico (Hg2+), cuando pierde dos.

De las sales mercuriosas, la más conocida es el calomel o cloruro mercurioso, usado hoy en algunas cremas cutáneas como antiséptico.

Las sales mercúricas son las más irritantes y de toxicidad aguda.

El nitrato mercúrico Hg(NO3)2 era utilizado en la fabricación de

sombreros de fieltro hace más de cuatrocientos años, con los riesgos consabidos.

Si les interesa el tema les sugerimos que averigüen que ocurrió en la Argentina en la década del ochenta con la empresa “La pañalera” y el accidente que se produjo en Minamata, una pequeña ciudad de Japón.

OTRA FORMA DE UNIÓN

Para explicar la formación de compuestos iónicos, hemos estudiado la naturaleza del enlace iónico. Sin embargo, existen muchas sustancias formadas por moléculas, que consisten en la unión de átomos con valores similares de electrone-gatividad, que no puede ser explicada por el enlace iónico. Más aún, en las las que están formadas por átomos de un mismo elementos como H2, F2 o N2 los dos átomos tienen igual carga nuclear y el mismo número de electrones de valencia. En estas moléculas un átomo no puede ganar electrones a expensas del otro, por lo cual, debe existir alguna otra forma de unión entre los átomos.

¿Cómo se unen los átomos en estos casos?.

Las primeras ideas para explicar esta nueva forma de enlace fueron aportadas por G.N.Lewis, quien propuso lo siguiente:

Cuando los átomos se unen, pueden alcanzar una configuración estable de gas noble compartiendo entre sí pares de electrones.

De esta forma, se obtiene otro tipo de enlace denominado covalente, que definimos:

El enlace covalente se presenta entre átomos de elementos no metáli-cos, en los que no hay posibilidad de transferencia de electrones.

Mediante el diagrama de puntos, Lewis representó la estructura de mu-chas moléculas sencillas, en las cuales los átomos se unen por enlaces covalentes. Consideró que los pares de electrones compartidos entre dos átomos pertenecen a ambos y contribuyen a alcanzar la configuración de gas noble para cada uno de ellos.

Centraremos nuestra atención en los enlaces covalentes mediante los cuales los átomos se mantienen unidos originando moléculas, cuya existencia se propuso en el siglo XVII, pero que recién fueron comprendidas a principios de este siglo. Ahora podemos analizar y comprender cómo se forman moléculas constituyentes esenciales para la vida como el agua o el oxígeno.

A continuación analizaremos la formación de este tipo de enlace en la molécula de hidrógeno que es la más sencilla de todas.

LA MOLÉCULA DE HIDRÓGENO

El hidrógeno (H2) es un gas en condiciones ambientales, formado por moléculas diatómicas, es decir, cons-tituidas por dos átomos. Veamos cómo se produce la unión entre ellos y qué fuerzas los mantienen unidos. Cada átomo de hidrógeno posee un núcleo con un protón (con carga positiva) y un único electrón (con carga negativa) que se halla en el orbital 1s.

Cuando dos átomos de hidrógeno se aproximan aparecen fuerzas de atracción núcleo – núcleo y electrón – electrón y fuerzas de atracción núcleo – electrón, como se muestra en la figura de la izquierda.

OTRA MANERA DE VER LAS

COSAS

Es la unión que se produce entre dos átomos cuando comparten uno

o más pares de electrones de valencia.

(12)

5 – Las uniones entre átomos El enlace se produce cuando ambos átomos se aproximan hasta llegar a una distancia en la que las atracciones son máximas y las repulsiones míni-mas. Cuando se alcanza esta distancia óptima, las fuerzas de atracción son mayores que las de repulsión y cada electrón es atraído por ambos núcleos. Así se produce la unión en la cual el par de electrones es compartido por los dos átomos. Esto podemos representarlo a partir de la notación de Lewis, según:

H

H

H

+

H

átomos de H moléculas de H2

Los dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones que se sitúa entre ambos átomos, de modo que cada uno de ellos alcanza la configu-ración del gas noble He, con dos electrones a su alrededor. Decimos entonces que se ha originado un enlace covalente.

El par de electrones compartidos suele representarse, por simplicidad, mediante una línea que une ambos átomos H – H.

Como en este enlace se comparte un único par de electrones, decimos que se trata de un enlace covalente simple.

Por otra parte, ¿qué imagen física del enlace covalente podemos obte-ner mediante la utilización de los orbitales?. En otras palabras, ¿cómo pode-mos interpretar el enlace covalente que se produce entre los átopode-mos de hidrógeno, a través de la interacción de los electrones de sus orbitales 1s?.

Supongamos que tenemos dos átomos de hidrógeno separados a cierta distancia. Cuando ambos átomos se acercan suficientemente sus orbitales 1s, con un electrón cada uno, interactúan superponiéndose como mostramos a continuación:

H

H

La superposición descripta, produce un aumento de la densidad electrónica en la región del espacio entre los dos núcleos. En otras palabras, el par electrónico pasa la mayor parte del tiempo en esa zona, dando origen a un orbital molecular de enlace*, correspondiente a la formación de la molécula de hidrógeno. El par electrónico se encuentra en un único orbital molecular, de menor energía que la de los orbitales atómicos que lo originaron.

Este enlace en el que la nube electrónica se distribuye en forma simé-trica alrededor del eje imaginario que une ambos núcleos (eje de enlace) se de-nomina enlace sigma (σ). Como este enlace involucra a dos orbitales s, se cono-ce como enlace sigma s – s.

El enlace sigma también se presenta cuando se produce la interacción frontal de dos orbitales p (moléculas de flúor) o de un orbital s con un p (molécula de fluoruro de hidróge-no).

LA MOLÉCULA DE FLÚOR

La molécula de flúor (F2) está formada por dos átomos de flúor (Z=9), y cada uno de ellos posee nueve electrones que distribuiremos utilizando el diagrama de ejes:

En 1776 H.Cavendish identifica un gas incoloro, inodoro e insípido, poco difundido en la naturale-za al estado libre. Se en-cuentra en emanaciones volcánicas y se produce en ciertos procesos de fermentación. En 1783 Lavoisier lo denomina

hidrógeno, que deriva del griego (formador de agua).

Fuerzas de atracción y de repulsión entre los núcle-os y lnúcle-os electrones en la molécula de hidrógeno.

+

Orbital 1s orbital 1s Superposición orbital molecular 1s1 1s1

(13)

5 – Las uniones entre átomos

9F 1s 2s 2p

C.E 1s2 2s2 2p5

La CEE del flúor es 2s22p5, la cual nos indica que tiene siete electrones de valencia. De éstos, cuatro están apareados ocupando dos de los tres orbitales p y hay uno solitario (sin aparear) que está en el tercer orbital p. Este electrón de cada átomo de flúor, es el que participa en la unión.

Utilizando la simbología de Lewis, podemos representar la formación de la molécula de F2, según: F + F F F

En la molécula resultante, la unión se establece por un par de nes que son compartidos por ambos átomos, quedando ocho electrones alrededor de cada uno de ellos.

Como antes, el par de electrones compartidos por los dos átomos de flúor lo representamos mediante una línea, que indica un enlace covalente sim-ple.

Por otra parte, la formación del orbital molecular, que contiene el par de electrones compartidos, se produce por la superposición de los dos orbitales p que tienen un electrón cada uno, según:

F

F

F F

La forma del orbital molecular obtenido, con un lóbulo central grande en el medio de otros dos pequeños, indicar que la mayor densidad de la nube electrónica se halla entre los dos núcleos. Si bien la forma de este orbital molecular es distinta a la obtenida por la superposición de orbitales s, como la nube electrónica es también simétrica a lo largo del eje de enlace, decimos que se ha formado un enlace sigma p-p.

LA MOLÉCULA DE FLUORURO DE HIDRÓGENO

Como la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) está formada por un átomo de hidrógeno y uno de flúor, el par de electrones compartido proviene del único electrón del geno y del electrón p sin aparear del flúor. De acuerdo con la notación de Lewis escribimos:

H + F H F

En la molécula de HF formada, hay dos electrones alrededor del átomo de hidrógeno y ocho alrededor del de flúor, estableciéndose el enlace por un par de electrones compartidos entre ambos átomos.

Del mismo modo que en los ejemplos anteriores, el par de electrones compartido lo representamos por una línea.

En la molécula de HF se produce también un enlace sigma del tipo s-p , por superposición del orbital 1s del hidrógeno con el 2p del flúor, con un electrón cada uno:

Molécula de Flúor

Ocho electrones alre-dedor de cada átomo de flúor.

F F

F  F

Enlace covalente simple

+

Orbital 2p orbital 2p Superposición orbital molecular 2p1 2p1

Dos electrones rodean el hidrógeno y ocho al flúor.

H F

(14)

5 – Las uniones entre átomos

H

F

F H

En este caso, la máxima densidad electrónica no es equidistante entre los dos núcleos sino que está más cerca del átomo de flúor que es el más electronegativo. Nuevamente, el orbital molecular formado es simétrico alrededor del eje de enlace.

Resumiendo, hay tres tipos de enlaces sigma: a) sigma s—s (molécula de hidrógeno) b) sigma p—p (molécula de flúor)

c) sigma s—p (molécula de fluoruro de hidrógeno)

LA CIENCIA EN NUESTRA VIDA

El Zeppelín

Un Zeppelín o dirigible, es un globo aerostático ovoide que consiste en un cuerpo lleno de un gas más liviano que el aire, capaz de elevarlo y un dispositivo de propulsión, para volar en la dirección deseada. Este medio de locomoción se utilizó con frecuencia en los albores del siglo XX, empleán-dose gas hidrógeno para lograr el ascenso. Sin embargo, debido a que el hidrógeno es muy inflamable, las naves sufrían continuos incendios. Actualmente el gas utili-zado es helio que aunque no es tan liviano como el hidrógeno tiene la ventaja de no ser inflamable.

El conde Ferdinand Zeppelín, un militar alemán (1838-1917), presenta en 1900 se primer dirigible de dos motores que alcanzaba una velocidad de 30 km/h. en 1914, durante la primera guerra mundial, se comenzó a usarlos para efectuar bombardeos nocturnos sobre varias ciudades. Los zeppelines más famosos fueron el Graf Zeppelín y el Hinderburg. Precisamente este último, explotó en 1936, cuando su carga de hidrógeno ardió, provocando una gran cantidad de víctimas.

El Graf Zeppelín en Buenos Aires

En 1934, arriba a Buenos Aires el dirigible rígido Graf Zeppelín, orgullo de la aeronáutica alemana. El arribo llena de asombro a los porteños que contemplan esta especie de “cigarro” plateado que atraviesa el cielo de la ciudad para finalmente aterrizar en la base militar bonae-rense de Campo de Mayo.

¿QUÉ SON LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS?

La representación esquemática de las moléculas, indicando mediante puntos todos los electrones de valencia que rodean a cada átomo, recibe el nombre de fórmula o estruc-tura de Lewis. En ellas, los pares de electrones compartidos se indican mediante un par de puntos situa-dos entre los átomos que se unen. Por ejemplo, la molécula de flúor presenta un par de electrones com-partidos que indicamos mediante un par de puntos ubicados entre los dos átomos.

Las estructuras de Lewis nos brindan una manera simple de escribir las

+

(15)

5 – Las uniones entre átomos fórmulas de las moléculas. Estas fórmulas indican cómo están unidos los áto-mos unos con otros, pero de ninguna manera muestran las formas de las molé-culas. Por consiguiente, la estructura de Lewis de una molécula no es único sino que se puede escribir de distintas maneras. Usualmente se efectúa una distribución lo más simétrica posible de los átomos.

Veamos algunos ejemplos de estructuras de Lewis de moléculas senci-llas:

La molécula de agua (H2O), está constituida por dos átomos de

hidrógeno y uno de oxígeno. Como el átomo de oxígeno tiene seis electrones de valencia y cada átomo de hidrógeno tiene uno, hay en total ocho electrones para distribuir entre los tres átomos. para escribir la estructura de Lewis, co-locamos un par de electrones entre cada átomo de hidrógeno y el átomo de oxígeno, para establecer las uniones. Los cuatro electrones restantes debemos colocarlos de a pares alrededor del oxígeno para completar el octeto. En la Figura adjunta mostramos dos maneras distintas de disponer los átomos en la estructura de Lewis de la molécula de agua.

Si bien la estructura de Lewis puede escribirse de ambas maneras, en realidad, como veremos en el capítulo 6, en la molécula de agua el ángulo que forman los dos hidrógenos con vértice en el oxígeno es de 105º. Por ello, la fórmula desarrollada del agua suele escribirse en forma angular.

La molécula de metano (CH4) está formada por un átomo de carbono

que tiene 4 electrones de valencia y cuatro átomos de hidrógeno, con uno cada uno. Para escribir su estructura de Lewis, debemos distribuir en total ocho elec-trones teniendo en cuenta la regla del octeto. Ubicamos en el centro el átomo de carbono rodeado por los cuatro átomos de hidrógeno. Luego colocamos un par de electrones entre el átomo de carbono y cada uno de los átomos de hidrógeno. Así resulta la molécula de metano, que tiene cuatro enlaces covalentes simples (C — H ).

PARES ELECTRÓNICOS LIBRES

Cuando escribimos las estructuras de Lewis de algunas moléculas como la del hidrógeno (H2) o la de metano (CH4) podemos observar que todos los elec-trones de valencia están comprometidos en uniones.

Sin embargo, hay otras moléculas como la de flúor (F2), la del agua (H2O) o la del amoníaco (NH3), en las que hay pares de electrones que forman el octeto pero no están compartidos entre los átomos que intervienen en las unio-nes.

Los pares de electrones que quedan sin compartir luego de establecidas las uniones suelen denominarse pares no compartidos o pares libres. Si bien los pares libres no están directamente involucrados en la formación de las uniones, deben figurar en las es-tructuras de Lewis.

Como veremos en el próximo capítulo, estos electrones juegan un papel muy importante en la determinación de las formas de las moléculas.

ESTRUCTURAS DE LEWIS DE IONES

Las fórmulas de Lewis de los iones no difieren esencialmente de las de las moléculas. Veamos.

Iones monoatómicos

En las fórmulas de Lewis de los cationes monoatómicos, tales como K+ o Ca2+, que han perdido sus electrones de valencia, no se indican los puntos.

La estructura de Lewis de un anión monoatómico, se escribe colocando los electrones, de a pares, alrededor de cada átomo de acuerdo con la regla del octeto y luego se encierra entre corchetes, indicando la carga del ión como superíndice.

Por ejemplo, el anión sulfuro (S2-) que se forma cuando el átomo de Estructura de Lewis de

la molécula de flúor. F F

Dos maneras diferentes de escribir la estructura

de Lewis del agua. H O H

H O H

H O

H

Fórmula desarrollada del agua

H N H

H

H

Molécula de metano

H N H

H

Molécula de amoníaco El átomo de N tiene un par de electrones

(16)

5 – Las uniones entre átomos azufre gana dos electrones, tiene dos cargas negativas. Como el azufre tiene seis electrones de valencia, el número total de electrones del ión sulfuro es ocho, que se distribuyen de a pares alrededor del símbolo del azufre. Su estructura de Lewis se escribe como se indica la figura adjunta.

Iones poliatómicos

Para obtener las estructuras de Lewis de iones poliatómicos, se escribe la fórmula de ión en forma simétrica y según sea un anión o un catión se procede de la siguiente manera:

Aniones: se cuentan todos los electrones de valencia de los áto-mos y se les suma el número de cargas negativas del anión. Este número total de electrones se distribuye de a pares alrededor de los átomos, de acuerdo con la regla del octeto. Luego se encierra la fórmula entre corchetes y se indica la carga negativa como superíndice.

Por ejemplo, el ión hidróxido (OH)- tiene una carga negativa, por lo cual los electrones a distribuir son: un electrón del átomo de hidrógeno, seis del oxígeno y uno de la carga negativa. Es decir, tenemos ocho electrones que se distribuyen colocando dos entre el átomo de hidrógeno y el de oxígeno y los seis restantes alrededor del átomo de oxígeno completando su octeto. Luego se encierra la fórmula entre corchetes y se indica la car-ga necar-gativa como superíndice.

Cationes: al número total de electrones de valencia de los áto-mos se le debe restar el número de cargas positivas, ya que corresponde a la pérdida de igual número de electrones. Luego se procede igual que en los aniones, encerrando la fórmula entre corchetes e indicando la carga positiva como superíndice.

Por ejemplo, el ión amonio (NH4+) está formado por un átomo de nitrógeno y cuatro de hidrógeno y tiene una carga positiva. Como el nitrógeno tiene cinco electrones ex-ternos y los cuatro hidrógenos uno cada uno, hay un total de nueve electrones de valencia. Si ahora res-tamos un electrón debido a la carga positiva, quedan ocho para distribuir. La estructura de Lewis de este ión se escribe colocando el átomo de nitrógeno en el centro y un par de electrones entre éste y cada áto-mo de hidrógeno. De esta forma quedan ocho electrones alrededor del nitrógeno y dos alrededor de cada hidrógeno. Luego, se encierra la fórmula entre corchetes y se indica la carga positiva del ión como super-índice.

1.

Dadas las siguientes afirmaciones, indicar si son verdaderas o falsas, justificando las respuestas:

a) Una unión iónica implica la cesión total de uno o más electrones por parte de un átomo a otro.

b) El enlace covalente se establece entre un elemento metálico y uno no metálico.

c) El enlace simple se produce por un par de electrones compartidos entre dos átomos

d) En el enlace covalente dativo uno de los átomos cede un par de electrones al otro.

2.

Escribir los símbolos de Lewis de los siguientes átomos: a) Al b) Cl c) P d) Si e) Ne f) Se g) He

3.

Escribir las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas de las siguientes especies:

a) fluoruro de calcio (CaF2) b) tetracloruro de carbono (CCl4) c) metano (CH4)

d) amoníaco (NH3) e) sulfuro de sodio (Na2S) f) H3O+

g) ClO2 -S

2-Estructura de Lewis del ión sulfuro

O H

Estructura de Lewis del ión hidróxido

(17)

5 – Las uniones entre átomos Hasta aquí hemos visto la unión de átomos que comparten un único par de electrones, es decir, enlaces covalentes simples. Sin embargo, frecuentemente se encuentran molécu-las cuyos átomos comparten más de un par de electrones originando enlaces covalentes dobles y triples.

ENLACE COVALENTE DOBLE

Estructura de la molécula de dióxido de carbono

Analicemos por ejemplo, los enlaces que hay en la molécula de dióxido de carbono (CO2). El átomo de carbono tiene cuatro electrones externos y cada átomo de oxígeno seis, es decir, en total hay 4 x 1 + 6 x 2 = 16 electrones de valencia. Ahora distribuimos estos electrones de a pa-res alrededor de cada átomo. Cada uno de los átomos logra alcanzar un octeto electrónico estable, si el átomo de carbono se une a cada átomo de oxígeno compartiendo dos pares de electrones:

O

C

O

En esta molécula, decimos que el átomo de carbono está unido a cada átomo de oxígeno por un enlace covalente doble.

En las sustancias que presentan uniones covalentes es usual la represen-tación mediante el uso de las fórmulas desarrolladas, donde cada par de electrones compartido es representado por medio de una línea. Por lo tanto, en este ejemplo, representamos cada unión entre el carbono y oxígeno mediante una doble línea:

O==C==O

Estructura de la molécula de etileno.

Análogamente, en la molécula de etileno (C2H4) tenemos cuatro elec-trones de valencia por cada carbono y uno por cada hidrógeno que nos da un total de 4 x 2 + 1 x 4 = 12 electrones. Primero colocamos un par de electrones entre los átomos de carbono y los de hidrógeno. Lue-go, para completar el octeto de cada carbono ubicamos los cuatro electrones restantes entre ellos, for-mando un enlace doble, como indicamos en la fórmula desarrollada:

H C H

H

C H

C C

H H

H H

fórmula de Lewis fórmula desarrollada

Estructura de la molécula de oxígeno

Necesario para la vida, imprescindible en los procesos de combustión, el gas oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (O2), fue obtenido en 1774 por Priestley mediante la des-composición térmica del óxido de mercurio.

¿Cuál sería la estructura de Lewis de la molécula de oxígeno?.

Para responder esta pregunta recordemos que cada átomo de oxígeno tiene seis electrones en su capa más externa. ¿Puede escribirse la estructura de Lewis de la molécula de oxígeno en forma compatible con la regla del octeto?. En principio la respuesta es sí, ya que su estructura puede escribirse de manera que los dos átomos de oxígeno compartan dos pares de electrones entre sí, formando una unión covalente doble:

O

O

En esa estructura podemos observar que todos los electrones están apa-reados. Ahora bien, hechos experimentales muestran que el oxígeno es atraído por un imán, es decir, tie-ne propiedades magnéticas. Si bien esta estructura es consistente con la regla del octeto, no se corres-ponde con los hechos experimentales. Un imán colocado sobre el oxígeno no podría atraerlo, porque los efectos magnéticos de los electrones apareados se anularían. Esto significa que los electrones de la molé-cula de oxígeno no están todos apareados sino que por lo menos hay dos electrones desapareados en su

O

C

O

Molécula de CO2

(18)

5 – Las uniones entre átomos estructura. Por consiguiente, la fórmula de Lewis no es la representada anteriormente, sino:

O

O

Esta estructura, aunque no responde a la regla del octeto, está de acuerdo con la experiencia, ya que tiene dos electrones sin aparear.

Las moléculas que tienen electrones desapareados son atraídas por un imán y se denominan paramagnéticas.

Existen otras moléculas que son paramagnéticas, debido a que contie-nen un número impar de electrones de valencia. El ejemplo más conocido es la molécula de monóxido de nitrógeno (NO). Como el oxígeno tiene seis electrones de externos y el nitrógeno cinco, el número total de electrones de valencia es 11 y las experiencias magnéticas muestran que uno de ellos está desapareado.

ENLACE COVALENTE TRIPLE

Estructura de la molécula de nitrógeno

A los efectos de ilustrar una unión triple, utilizaremos como ejemplo la molécula del gas nitrógeno (N2) que es el principal componente del aire y cuya molécula es diatómica. ¿Qué tipo de unión se establece entre los dos átomos de nitrógeno?.

Cada átomo posee cinco electrones en su capa más externa, que repre-sentamos mediante el símbolo de Lewis. Esto significa que cada átomo de nitró-geno necesita tres electrones más para alcanzar la estabilidad del octeto.

Luego, cuando los dos átomos de nitrógeno se unen para constituir la molécula, deben compartir tres pares de electrones, según:

N N N N

fórmula de Lewis fórmula desarrollada

Decimos entonces que el enlace es covalente triple, ya que se compar-ten simultáneamente tres pares de electrones entre ambos átomos, que repre-sentamos en la fórmula desarrollada mediante tres líneas que los unen.

Estructura de la molécula de acetileno

El acetileno (C2H2) es otro ejemplo cuyas moléculas tienen un enlace triple. Hay que distribuir en total diez electrones de valencia: dos de los dos átomos de hidrógeno y ocho de los dos átomos de carbono. Para lograr un octeto alrededor de cada átomo de carbono, éstos deben compartir entre sí tres pares de electrones, y un par con cada átomo de hidrógeno.

H C

H C H C C H

fórmula de Lewis fórmula desarrollada

Los enlaces múltiples presentan dos características importantes: a) La distancia entre los átomos que se unen disminuye con el aumen-to de la multiplicidad del enlace.

b) La energía requerida para separar dos átomos unidos aumenta con la multiplicidad del enlace.

En otras palabras, los enlaces múltiples son más cortos y más fuertes que los simples.

Pág 6.

N

Símbolo de Lewis de un átomo de nitrógeno

N

N

Molécula de N2

Ocho electrones alrede-dor de cada átomo de N

H

C

H

C

Molécula de acetileno

(19)

5 – Las uniones entre átomos

LA CIENCIA EN NUESTRA VIDA

El dióxido de carbono en la naturaleza

El dióxido de carbono (CO2) se forma principalmente por:

La respiración de los seres vivos

La descomposición de restos orgánicos presentes en la biosfera.

La quema de combustibles fósiles (carbón y petróleo)

Es importante conocer la concentración de dióxido de carbono en la naturaleza, debido a la gran influencia de este gas sobre el clima del planeta. Si la emisión es constante, su concentración se incrementará de modo tal que la misma deberá ser compensado.

Se calcula que los bosques tropicales eliminan un 3% aproximadamente del dióxido, a través del proceso denominado fotosíntesis, transformándolo en materia orgánica.

Los océanos contienen disuelto grandes cantidades de este gas, que supera unas cincuenta veces el contenido de la atmósfera.

Parte del dióxido de carbono disuelto origina carbonato de calcio, prin-cipal constituyente de caparazones y esqueletos de especies marinas; la otra interviene en la fotosíntesis que realiza el plancton y genera oxígeno disuelto en el agua de mar.

Los motivos fundamentales que modifican el estado del equilibrio, tiene que ver con la intervención del hombre. En particular, la continua tala de árboles, es decir, la deforesta-ción de grandes superficies y el uso creciente y sostenido de combustibles fósiles.

Esto trae como consecuencia, un aumento de la temperatura global del planeta, ya que este gas influye notablemente en los procesos de absorción y emi-sión de radiaciones infrarrojas y ultravioletas (ver efecto invernadero).

De ser así, en poco tiempo, la concentración de dióxido de carbono en la atmósfera será de 370 ppm (370g de dióxido por cada millón de gramos de aire).

De no existir alguna respuesta, la temperatura media de la superficie de la Tierra aumentará unos 5ºC respecto de la década del sesenta.

Se espera que el incremento sea mayor en los polos, que en el Ecuador provocando inundaciones a causa de la fusión de los hielos polares, y al ser menor la amplitud térmica entre estas zonas, la circulación de los vientos se vería modificada.

Hasta aquí hemos visto que en un enlace covalente el par de electrones compartido, proviene de cada uno de los átomos que se unen. Es decir, cada átomo aporta un electrón del par.

Estructura de la molécula de monóxido

de azufre.

Analicemos la estructura de Lewis del monóxido de azufre (SO). En esta molécula, tanto el azufre como el oxígeno tienen 6 electrones externos. Para lograr un octeto alrededor de cada átomo, la unión se establece colocando dos pares de electrones entre el azufre y el oxígeno, for-mando una unión covalente doble:

S O

fórmula molecular fórmula de Lewis fórmula desarrollada

S O

SO

En la unión covalente doble formada, hay dos pares de electrones com-partidos, uno aportado por el azufre y el otro por el oxígeno. Sin embargo, existen otros casos en los cua-les el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos involucrados en la unión. Esto ocurre si uno de los átomos, llamado “dador”, tiene por lo menos un par de electrones no compartidos (libres) y el otro átomo denominado “aceptor”, requiere ese par para completar su octeto. Veamos algu-nos ejemplos.

Cap 3, Pág 14.

(20)

5 – Las uniones entre átomos

Estructura de la molécula de dióxido de azufre.

En la molécula del dióxido de azufre (SO2), el azufre está unido a dos átomos de oxígeno, es decir, contienen un átomo de oxígeno más que la molécula de SO: ¿Cómo se une otro átomo de oxígeno al átomo de azufre del SO, que ya completó su octeto?. Veamos. En la estructura de Lewis del SO podemos observar que el átomo de azufre posee dos pares de electrones libres. Cuando el otro átomo de oxígeno se aproxima lo suficiente al átomo de azufre, puede unirse a éste compartiendo uno de sus pares libres. De este modo se forma un nuevo enlace covalente, en el cual los dos electrones compartidos son aporta-dos únicamente por el azufre. Así se constituye la molécula de SO2 en la cual todos sus átomos adquieren la estabilidad del octeto.

aproximación fórmula de Lewis fórmula molecular

S O

O

O S O SO2

Este nuevo tipo de unión covalente, recibe el nombre de enlace covalente coordinador o dativo, y se representa mediante una flecha que parte del átomo de azufre (“dador”) hacia el átomo de oxígeno (“aceptor”). La fórmula desarrollada, se escribe en-tonces:

S O

O

fórmula desarrollada

La única diferencia del enlace covalente dativo con el covalente común está en el origen del par electrónico compartido, ya que éste es aportado por uno solo de los átomos (el de azufre en nuestro ejemplo).

Luego decimos:

Es importante señalar que en el enlace covalente dativo no hay cesión del par electrónico de un átomo a otro, sino que una vez formado el enlace, el

Estructura de la molécula de trióxido de azufre

La estructura del trióxido de azufre (SO3), materia prima para la fabri-cación de explosivos, colorantes, etc., también puede explicarse sobre la base del enlace covalente dati-vo.

La molécula de este óxido de azufre, está formada por un átomo de azufre y tres de oxígeno. La tarea es relativamente sencilla si recordamos que el átomo de azufre del SO2 tiene aún un par de electrones libres que puede aportar para unirse con un tercer átomo de oxígeno:

aproximación fórmula de Lewis fórmula molecular SO3

S O

O O

S O

O O

De esta forma, se establece un nuevo enlace covalente dativo ya que el azufre es el que aporta el par de electrones de esta unión. Queda así formada la molécula de SO3, cuya fórmula desarrollada es:

S O

O O

Esta fórmula nos indica claramente que en la molécula de trióxido de El dióxido de azufre

Esta sustancia está presente en la natura-leza en ciertos tipos de aguas y emanaciones volcánicas. A tempera-tura ambiente es un gas de olor sofocante.

Su inhalación produce constricción bronquial en grado leve. Es con-siderado un contami-nante atmosférico. La lluvia ácida, se debe principalmente a la presencia de dióxido de azufre en la atmósfera, producto de la quema de grandes cantidades de combustibles fósiles,

que contienen azufre.

Es aquel en el cual el par de electrones compartidos en la unión

en-tre dos átomos, es aportado por uno sólo de ellos

.

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