Química en Apuntes (Completo)

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Unidad 1

Estructura atómica y clasificación periódica

Apuntes de la unidad

En estos apuntes haremos un recorrido por los conceptos estructurantes de la Unidad 1: la composición de los átomos y de los iones, los números que los caracterizan, la representación simbólica, la estructura electrónica, la información que brinda la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos, tales como el radio atómico y la energía de ionización. En el desarrollo de estos temas, utilizamos los niveles de representación simbólico y submicroscópico.

Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la profundización de los temas correspondientes a esta unidad:

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 2: Átomos y moléculas, Capítulo 3: Estructura electrónica de los átomos y Capítulo 4: Clasificación periódica de los elementos, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es importante que tengan en cuenta que los temas de esta unidad son fundamentales para avanzar en el estudio e integrar los contenidos del resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios sobre: uniones químicas, estructura tridimensional de las partículas, polaridad de las moléculas y magnitudes atómicas y moleculares.

Composición atómica

El átomo es una partícula eléctricamente neutra, que constituye a la materia. Tiene un núcleo formado por protones y neutrones, alrededor del cual se encuentran los electrones. A partir del año 1963, el físico estadounidense Murray Gell-Man propone la existencia de partículas más elementales: los quarks, cuyo estudio excede a los objetivos del curso. Al referirnos a la composición atómica, tenemos en cuenta cómo está constituido un átomo.

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Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 2

A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de su estructura: Al conjunto de partículas constituyentes del átomo se las llama partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones).

Cada una de estas partículas posee masa. Los electrones tienen una masa despreciable comparada con la masa de protones y neutrones, razón por la cual prácticamente la totalidad de la masa del átomo se concentra en el núcleo.

El tamaño del núcleo de un átomo es extremadamente pequeño, en comparación con el tamaño total del átomo.

Los protones y los electrones poseen carga eléctrica, positiva y negativa respectivamente. Los neutrones no tienen carga.

El número de protones (nº p) coincide con el número de electrones (nº e), por lo tanto, el átomo es una partícula eléctricamente neutra.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo, a este número se lo llama número atómico y se lo simboliza con la letra Z. El número atómico caracteriza a cada elemento. En la tabla periódica, los elementos se encuentran ordenados por número atómico creciente.

El número másico se simboliza con la letra A, es un número entero (sin unidades) que indica la suma entre el número de protones y el número de neutrones (nº n) de un átomo.

En la mayoría de las tablas el número másico no se informa.

La notación simbólica convencional para un átomo de un elemento X es:

X

A Z

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento que poseen igual número atómico y diferente número másico. Es decir, tienen igual número de protones y distinto número de neutrones. Por ejemplo, los isótopos del carbono son:

El número de neutrones se calcula a partir de la diferencia entre el número másico y el número de protones. Isótopo 12

_C

6

C

13 6

C

14 6 Composición nuclear 6 p 6 n 6 p 7 n 6 p 8 n Número de electrones 6 e 6 e 6 e

A = nº p + nº n

Z = nº p

nº n = A – nº p

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Se llama ion a toda partícula con carga eléctrica positiva o negativa, formada a partir de uno o más átomos por la pérdida o ganancia de uno o más electrones. A los iones con carga negativa se los denomina aniones y a los iones con carga positiva, cationes. Según el número de cargas, se clasifican en aniones o cationes monovalentes, divalentes, trivalentes, etc, por ejemplo:

o un átomo de 4020

Ca

está formado por 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. El ion estable del calcio 4020

Ca

2 (catión divalente o ion dipositivo) está formado por 20 protones, 18 electrones y 20 neutrones.

o un átomo de 1531

P

está formado por 15 protones, 15 electrones y 16 neutrones. El ion estable del fósforo 1531

P

3 (anión trivalente o ion trinegativo) está formado por 15 protones, 18 electrones y 16 neutrones.

En síntesis:

Son especies isoelectrónicas aquellas partículas con igual número de electrones. Por ejemplo, los iones mencionados anteriormente son isoelectrónicos con el argón.

3

P

31 15 , 2 40 20

Ca

y

Ar

40

18 Las tres partículas poseen 18 electrones.

Estructura electrónica de los átomos

Los electrones son una de las partículas que constituyen a los átomos y la estructura electrónica es la distribución de los electrones alrededor del núcleo.

En el Capítulo 3: Estructura electrónica de los átomos, del texto Química Básica hay información acerca de los experimentos que llevaron a determinar la estructura atómica y una breve reseña de los principales modelos atómicos que ha habido a lo largo de la historia. Es útil que los lean para poder conocer la evolución de los distintos modelos atómicos y entender las ideas que sustentan al modelo atómico actual.

A continuación, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de la estructura electrónica de los átomos:

Los electrones tienen comportamiento dual (onda-partícula) y se encuentran alrededor del núcleo en zonas de máxima probabilidad denominadas orbitales.

Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de los electrones. Solo pueden establecerse zonas de elevada probabilidad en las que estos se encuentran.

Se define orbital a la zona del espacio, alrededor del núcleo, en la cual existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se designan con las letras s, p, d y f.

Átomos Cationes Aniones

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En cada orbital puede hallarse hasta 2 electrones como máximo.

Los niveles de energía tienen valores enteros positivos (1, 2, 3, etc.). Cada nivel de energía está relacionado con el tamaño de la nube electrónica y la energía del electrón.

Los subniveles de energía se designan con las letras s, p, d y f y el número del nivel de energía correspondiente. Por ejemplo, los subniveles que componen los niveles electrónicos 1, 2, 3 y 4 son:

El orden creciente de energía dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s<p<d<f En un átomo en estado fundamental, los electrones ocupan los niveles y subniveles de menor energía posible. El estado fundamental es el de menor energía posible.

La configuración electrónica (CE) es una manera de describir el estado energético de los electrones en un átomo en su estado fundamental. La CE se puede expresar a partir de la Regla de las diagonales, o considerando la energía orbital creciente, como figura en la tabla periódica. Esta regla mnemotécnica (la Regla de las diagonales) permite asignar a los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía correspondientes, de manera tal que la energía del átomo en su conjunto sea mínima. Por ejemplo:

CE Según la Regla de las diagonales Como figura en la tabla periódica CE Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [Ar] 4s2

CE Te 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 [Kr] 4d10 5s2 5p4

La configuración electrónica externa (CEE) es la distribución de los electrones que intervienen en las uniones químicas, es decir, de los electrones externos y puede determinarse a partir de la C.E. A continuación, escribimos las CEE del telurio y del calcio en base a la información que figura en la tabla periódica:

CE Ca: [Ar] 4s2 CEE Ca: 4s2

CE Te: [Kr] 4d105s2 5p4 CEE Te: 5s2 5p4

Lo resaltado corresponde a los electrones del último nivel de energía.

Nivel nº Subniveles Subniveles

1 1 1s

2 2 2s 2p

3 3 3s 3p 3d

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Tabla periódica de los elementos

A lo largo de la historia, los científicos organizaron la información disponible de los distintos elementos utilizando diferentes criterios. El descubrimiento de nuevos elementos y el estudio de las propiedades de las sustancias simples que estos constituyen, manifestaron algunas semejanzas, lo que aumentó el interés de la comunidad científica por buscar algún tipo de clasificación. En el año 1869, el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev presentó una tabla en la que ordenaba los elementos químicos conocidos hasta el momento, que sirvió de base para la construcción de la tabla periódica actual.

A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales sobre este tema:

La tabla periódica actual está dividida en 18 grupos (columnas) y 7 períodos (filas), los grupos se enumeran de 1 a 18 y los períodos de 1 a 7. Según la clasificación más antigua, los grupos se identifican con números romanos seguidos de la letra A o la letra B.

Los elementos se ordenan por número atómico creciente.

Los átomos de los elementos que pertenecen al mismo grupo presentan propiedades similares.

Los elementos que pertenecen a un determinado grupo presentan la misma CEE general. Al observar cada grupo de la tabla periódica, se puede generalizar, por ejemplo, que los átomos de los elementos que pertenecen al grupo 1 (IA) tienen CEE ns1_{, los que pertenecen al grupo}

12 (IIB) tienen CEE ns2_{(n-1) d}10_{, y los que pertenecen al grupo 16 (VIA) tienen CEE ns}2_np4_.

Es posible escribir una expresión general de la CEE para cada grupo, por ejemplo, para los elementos representativos:

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CEE general Grupo

ns1 _{1 ó IA} ns2 _{2 ó IIA} ns2_np1 _{13 ó IIIA} ns2_np2 _{14 ó IVA} ns2_np3 _{15 ó VA} ns2_np4 _{16 ó VIA} ns2_np5 _{17 ó VIIA} ns2_np6 _{18 ó VIIIA, excepto He}

A partir de las CE de los átomos de los distintos elementos de la tabla periódica, es posible observar que existen distintos bloques, o conjunto de elementos, que tienen el último electrón en el mismo tipo de orbital.

Los elementos que pertenecen a los bloques s ó p se denominan elementos representativos, los elementos que pertenecen al bloque d, elementos de transición y los elementos que pertenecen al bloque f, elementos de transición interna.

Los elementos de transición interna no pertenecen a ningún grupo. Se denominan lantánidos a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 58 y 71 y actínidos, a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 90 y 103.

Dentro de los elementos representativos, algunos grupos tienen nombres particulares. El grupo 1 es el grupo de los metales alcalinos, el grupo 2 es el grupo de los metales alcalino-térreos, el grupo 17 es el grupo de los halógenos y el grupo 18 es el grupo de los gases nobles o gases inertes.

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Propiedades periódicas de los elementos

Las propiedades periódicas que analizamos son: radio atómico, energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad. Dichas propiedades están relacionadas con la CE de los átomos y dependen, principalmente, del número de niveles de energía en los que se distribuyen los electrones y de la carga nuclear efectiva.

A continuación, mencionamos una serie de conceptos fundamentales acerca de este tema: Al considerar al átomo como una esfera, se define radio atómico (Ra) a la distancia entre el centro del núcleo y el nivel de energía más externo. El radio de un átomo depende de la fuerza relativa de atracción que el núcleo ejerce hacia los electrones. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el número atómico y, en un período disminuye a, medida que aumenta Z.

Figura 2. Variación del radio atómico en la tabla periódica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos presentan la misma CEE general, es decir, poseen igual número de electrones externos, y el de mayor número atómico tiene sus electrones distribuidos en mayor número de niveles energéticos, por lo que aumenta la distancia media entre los electrones externos y el núcleo, y por lo tanto, posee mayor radio atómico.

o Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones distribuidos en igual número de niveles energéticos por lo que el número de electrones internos no varía o varía poco, y el de mayor número atómico tiene mayor número de protones y mayor carga nuclear efectiva. La mayor carga nuclear efectiva que experimentan los electrones aumenta la atracción entre estos y el núcleo disminuyendo el radio atómico.

La energía de primera ionización (Ei) es la energía necesaria para “arrancar” un electrón a un átomo aislado (estado gaseoso) y en su estado fundamental. Esta propiedad se relaciona con el radio atómico, ya que cuanto mayor es el radio atómico, menor es la atracción entre el núcleo y los electrones externos. Es decir, la energía necesaria para arrancar un electrón es menor cuanto mayor sea el radio atómico. Aumenta en un grupo, a medida que disminuye Z y en un período aumenta, a medida que aumenta Z.

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Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 8 Figura 3. Variación de la energía de ionización en la tabla periódica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica, sus átomos presentan la misma CEE general; a mayor número atómico (Z), menor es la atracción entre el núcleo y los electrones externos y mayor es el radio atómico, en consecuencia, se necesita menos energía para arrancar el electrón más débilmente unido.

o Si dos elementos pertenecen al mismo período, sus átomos tienen sus electrones distribuidos en igual número de niveles de energía; el que posea mayor número atómico tiene menor radio atómico, es decir, mayor es la atracción entre los electrones y el núcleo, en consecuencia, se necesita más energía para arrancar el electrón más débilmente unido.

Se define carácter metálico de un átomo a la tendencia a ceder electrones. Cuanto menor sea la Ei, mayor será el carácter metálico de un átomo, es decir, mayor será la tendencia a ceder electrones y formar cationes. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el número atómico y en un período disminuye, a medida que aumenta Z.

La electronegatividad (En) es una medida de la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí el par de electrones en una unión química. Generalmente, los valores de electronegatividad figuran en la tabla periódica. El flúor es el elemento más electronegativo. En la escala de electronegatividad propuesta por el químico estadounidense Linus Carl Pauling (1901-1994), se le asigna, arbitrariamente, un valor 4,0 (máximo valor de esta escala); el resto de los elementos tienen valores menores que este. Debido a su escasa reactividad, a los gases nobles no se les asigna valores de En.

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Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 9 Figura 4. Variación de la electronegatividad en la tabla periódica

En el siguiente esquema, presentamos la variación de todas las propiedades analizadas, se señalan los dos sectores en los que se encuentran los valores extremos de las mismas.

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Para afianzar los contenidos de esta unidad

Les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las partículas fundamentales que constituyen un átomo? ¿A qué se denomina número atómico y a qué número másico? ¿Cómo se simboliza un átomo?

¿Cuál es la diferencia entre un átomo y el ion estable correspondiente? ¿A qué se denomina especies isoelectrónicas?

¿Qué es un isótopo?

¿Cuáles son los conceptos fundamentales del modelo atómico actual?

¿Qué representan la configuración electrónica y la configuración electrónica externa?

¿Qué información brinda la tabla periódica y cómo varían las propiedades de los elementos a lo largo de un grupo y de un período?

Ejercicio explicado

A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos los contenidos de la Unidad 1 y mostramos una forma de relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

La molécula TR2 tiene 22 protones y 24 neutrones. T y R son átomos de elementos

representativos que pertenecen al 2º período de la tabla periódica. El átomo del elemento R tiene 6 electrones externos.

a) Indiquen el número atómico de T y el grupo al que pertenece.

b) Escriban el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es isoelectrónico con R2-_.

c) Indiquen el número másico del isótopo de T, sabiendo que el núcleo contiene 8 neutrones. d) Mencionen el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el isótopo de T.

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Resolución

Comenzamos considerando que las letras T y R representan a elementos de la clasificación periódica, a los que vamos a identificar al resolver el ejercicio.

a) Como se tiene que indicar el número atómico de T y el grupo al que pertenece, primero hay que conocer qué elemento es T y para determinarlo, se dispone de la siguiente información: La molécula TR2 tiene 22 protones, aportados por los 3 átomos que la forman, en

consecuencia,

el nº total de p de TR2 = nº p T + 2. nº p R = 22

Para despejar el número de protones de T de la expresión anterior, tenemos en cuenta que el átomo de R tiene 6 electrones externos, es decir que es un elemento del grupo 16 ó VI A (el número de electrones externos coincide con el número de grupo en la clasificación antigua) y, si pertenece al segundo período, los electrones están distribuidos en dos niveles de energía, es decir que su CEE es 2s2 _2p4_{. Con este dato y con la tabla periódica, se determina que R es un}

átomo del elemento oxígeno (O).

ZO = 8, por lo tanto, tiene 8 p en su núcleo.

Sabemos que R es el oxígeno, entonces, podemos despejar nº p de T de la siguiente manera: nº pT = el nº total de p de TR2 - 2. nº p R = 22 – 2 . 8 = 22 – 16 = 6

nº p T = 6

Es decir, el Z de T es 6. El átomo del elemento que corresponde a ese Z es el carbono (6C).

Rta: ZT=6, grupo 14 ó IV A

b) En este punto, para escribir el símbolo y la CEE de un átomo cuyo catión monovalente es isoelectrónico con R2-_{, comenzamos analizando qué es un catión monovalente y qué significa}

el término isoelectrónico.

Recuerden que se denomina catión monovalente a una partícula con una carga positiva, debido a que el número de protones es mayor que el número de electrones, y simbólicamente se representa por X+_._{El término isoelectrónico significa que tienen el mismo número de e. Por}

lo tanto, las partículas X+ _{y R}2- _{son especies}_{isoelectrónicas.}

R2-_es

8O2-, como el ion tiene dos cargas negativas y 8 p, significa que el número de electrones

es mayor que el número de protones. Este anión está formado por 8 p y 10 e.

Por lo tanto, X+_{tiene 10 e}-_._{Si el ion tiene 1 carga positiva y 10 electrones, significa que el}

número de protones es mayor que el número de electrones (tiene 1 carga positiva sin compensar). Por lo tanto, en el núcleo hay 11 protones, entonces el átomo X tiene Z= 11 (pues el número de protones no se modifica al formarse un ion), el símbolo del elemento que corresponde a ese Z es Na.

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O dicho de otro modo, para formar un catión monovalente o ion monopositivo, un átomo pierde 1 electrón, por lo tanto, el átomo tiene 1 e más que el ion. Si el ion tiene 10 e, el átomo tiene 11 e y, por ser una partícula eléctricamente neutra, tiene 11 protones.

A partir de la CE del átomo de sodio que figura en la tabla periódica, escribimos su CEE. CE Na: [Ne] 3s1 CEE Na: 3s1

Rta: Na, CEE 3s1

Es importante destacar que la consigna es escribir el símbolo y la CEE de un átomo, por lo tanto, es incorrecto escribir el símbolo y la CEE del ion.

c) A continuación, para escribir el número másico del isótopo de T, utilizamos la siguiente expresión:

A = nº p + nº n

T es el 6C y se informa que el núcleo tiene 8 neutrones, por lo tanto:

A = 6 + 8 = 14

Rta: A=14

d) Por último, para indicar el tipo y el número de partículas con carga eléctrica que forman el isótopo de T, tenemos en cuenta que las partículas con carga eléctrica son los py los e, porque los neutrones no poseen carga. Por lo tanto, el átomo 6C tiene 6 p , 6 e.

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Unidad 2

Uniones químicas y nomenclatura

Apuntes de la unidad

En estos apuntes analizamos cuáles son los distintos tipos de uniones químicas, cuáles son las partículas que constituyen la materia y cómo se las representa (fórmulas de Lewis, mínimas o moleculares y desarrolladas). Para lo cual utilizamos los niveles de representación simbólico y submicroscópico.

En los distintos ejemplos, empleamos los nombres a partir de las reglas de nomenclatura establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, sigla en inglés).

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 5: Enlaces químicos y apéndice del capítulo 5, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es muy importante que tengan presente que los contenidos que trabajaremos a continuación son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios referentes a: estructura tridimensional, fuerzas de atracción entre partículas, las propiedades de las sustancias, magnitudes atómicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos iónicos y compuestos orgánicos. Recuerden que las fórmulas y los nombres de las sustancias se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Química.

Uniones químicas

En el mundo que nos rodea, existen diferentes sustancias: el agua, el dióxido de carbono, el oxígeno, la sal de cocina, el azúcar de mesa, entre muchísimas otras. Las únicas sustancias que están constituidas por átomos sin combinarse, son los gases nobles. La mayoría de las sustancias están formadas por otras partículas extremadamente pequeñas, moléculas o iones, más estables que los átomos “libres”, como por ejemplo:

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o iones (cationes y aniones) en las sustancias iónicas: el cloruro de sodio, en la sal de cocina, y el carbonato de calcio, constituyente de las tizas, están formadas por iones;

o moléculas (grupos de átomos del mismo o de distintos elementos), en las sustancias

moleculares simples y compuestas respectivamente: el ozono (O3), que nos protege de

los rayos solares, y el metano (CH4), principal constituyente del gas natural, están

formadas por moléculas;

o conjunto de cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos móviles en los metales, por ejemplo, el hierro constituyente del acero y el mercurio presente en los termómetros;

o átomos en las redes covalentes: el carbono grafito y el carbono diamante están

formados por átomos.

La explicación actual para la unión entre átomos se basa en la Regla del octeto. Los átomos se unen entre sí compartiendo o transfiriendo electrones, de modo de adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano, en general, ocho electrones en el último nivel energético.

El tipo de partícula que constituye a una sustancia depende de las uniones químicas. Existen tres tipos fundamentales de uniones químicas: iónica, covalente y metálica. Una forma sencilla de representar iones y átomos en las uniones químicas, son las estructuras o fórmulas de Lewis y las fórmulas químicas (mínimas o moleculares).

Las fórmulas químicas nos brindan información acerca de:

o la mínima relación entre los iones de una unidad fórmula o entre los átomos en una

molécula (nivel submicroscópico),

o la composición de las sustancias (nivel macroscópico).

En las fórmulas, el subíndice indica el número de partículas de cada elemento (átomos o iones) presentes en una molécula o unidad elemental de esa sustancia, y se denomina atomicidad. Si no se indica el subíndice, se lee 1 (uno).

Unión iónica

Es la unión característica entre cationes y aniones que se atraen por fuerzas electrostáticas de elevada intensidad formando redes cristalinas tridimensionales. A la mínima relación entre cationes y aniones que se repite en un cristal, se la denomina unidad fórmula.

Las sustancias iónicas están constituidas por cationes y aniones, pues como analizamos en la unidad anterior, los átomos de baja energía de ionización y de baja electronegatividad tienen alta tendencia a formar cationes (metales), y los átomos de alta energía de ionización y de alta electronegatividad tienen alta tendencia a formar

aniones (no metales). Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Figura 1. Representación de esferas del cristal de NaCl: cationes (Na+_{) y aniones}

(Cl–_{) alternados en una estructura cristalina}

tridimensional.

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En el nivel simbólico, se utilizan fórmulas de Lewis y mínimas para representar a las unidades fórmulas o a las sustancias iónicas. La estructura de Lewis de un compuesto iónico consiste en la representación de los iones que lo constituyen. La fórmula mínima indica la relación entre el número de cada uno de los iones que forman una unidad fórmula.

Para representar la estructura de Lewis de los compuestos iónicos, se utilizan:

o los símbolos de los elementos que representan al core (núcleo y electrones internos), o la CEE de cada uno de los átomos de los elementos intervinientes,

o corchetes encerrando el anión,

o símbolos, como por ejemplo: ∗, x, •, para representar a los electrones externos o de

valencia,

o signos + y – para indicar la carga de los iones.

A continuación, representaremos las fórmulas de Lewis del BaCl2 y del Ca3N2:

BaCl2 , cloruro de bario

Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unión química. En este caso, el bario es un metal cuya electronegatividad es 0,9 y el cloro es un no metal de electronegatividad 3,2, por lo tanto, la unión química es iónica.

La estructura de Lewis de un compuesto iónico consiste en la representación de los iones que

lo constituyen. La fórmula mínima BaCl2 indica que una unidad elemental de cloruro de bario

está formada por un catión bario y dos aniones cloruro.

Según las configuraciones electrónicas externas del bario y del cloro, determinamos las cargas de los iones respectivos:

CEEBa: 6s2 CEEcl: 3s2 3p5

El átomo de bario forma un catión quedando con la configuración electrónica del gas noble más próximo (xenón, CEE: 5s2_5p6_{). Significa que el catión que forma el bario tiene 56 p y 54 e,}

por tal motivo, quedan 2 cargas positivas sin compensar, que le dan la carga al catión. Su símbolo es Ba2+_{y su CEE}_{es 5s}2_5p6_.

Cada átomo de cloro forma un anión que tiene la configuración electrónica del gas noble más próximo (Ar, CEE: 3s2_3p6_{). Significa que el anión que forma el cloro tiene 17 p y 18 e, por lo}

tanto, queda una carga negativa sin compensar, que le da carga al anión. Su símbolo es Cl- _y su CEEes 3s2_3p6_.

La estructura de Lewis del BaCl2 es:

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En las fórmulas de Lewis, representamos de manera diferente a los electrones de los distintos átomos (círculos, cruces, etc.) como un recurso didáctico. Esto no significa que los electrones sean diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Además, los electrones siempre se representan por pares y alrededor del símbolo del elemento (como se indica en la figura).

En los compuestos iónicos binarios, se representa el anión con los electrones del último nivel encerrados entre corchetes, indicando la carga correspondiente; para el catión, suele indicarse el símbolo y la carga. En una unidad fórmula, el número de cargas positivas (totales) es igual al total de cargas negativas; en el cloruro de bario por cada ion Ba2+_{hay dos iones Cl}-_.

Ca3N2 ,nitruro de calcio

Para representar la estructura de Lewis del nitruro de calcio, se analiza el tipo de unión química. En este caso, el calcio es un metal cuya En es 1,0 y el nitrógeno es un no metal de En 3,0, por lo tanto, la unión química es iónica.

La fórmula mínima Ca3N2 indica que una unidad elemental de nitruro de calcio está formada

por tres cationes calcio y dos aniones nitruro.

Determinamos las cargas de los iones respectivos teniendo en cuenta las CEE de los átomos de calcio y de nitrógeno:

CEEca: 4s2 CEEN: 2s2 2p3

El átomo de calcio forma un catión quedando con la configuración electrónica del gas noble más próximo (Ar, CEE: 3s2_3p6_{). Significa que el catión que forma el calcio tiene 20 p y 18 e,}

por tal motivo, quedan 2 cargas positivas sin compensar, que le dan la carga al catión. Su

símbolo es Ca 2+_{y su CEE}_{es 3s}2_3p6_.

Cada átomo de nitrógeno forma un anión que tiene la configuración electrónica del gas noble más próximo (neón, CEE: 2s2_2p6_{). Significa que el anión que forma el nitrógeno tiene 7 p y}

10 e, por lo tanto, quedan tres cargas negativas sin compensar, que le dan carga al anión. Su símbolo es N3-_{y su CEE}_{es 2s}2_2p6_.

La estructura de Lewis del Ca3N2 es:

En el siguiente cuadro se indica, en forma general, la carga de los iones más estables de los átomos de los elementos representativos en función de su CEE.

Grupo CEE Ion más estable

1 ó IA (metales alcalinos) ns1 _{Catión monovalente X}+

2 ó IIA (metales alcalino-térreos) ns2 _{Catión divalente X}2+

13 ó IIIA (metales) ns2 _np1 _{Catión trivalente X}3+

14 ó IVA (no metales) ns2 _np2 _{Anión tetravalente X}

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15 ó VA (no metales) ns2 _np3 _{Anión trivalente X}

3-16 ó VIA (no metales) ns2 _np4 _{Anión divalente X}

2-17 ó VIIA (halógenos) ns2 _np5 _{Anión monovalente X}

-Unión metálica

Los metales, al igual que los compuestos iónicos, no están formados por moléculas. Se considera que un trozo de metal es “un conjunto de iones positivos (cationes) inmerso en un mar de electrones móviles”. Como los átomos de los metales tienen baja Ei, los electrones externos, es decir, los más débilmente unidos al núcleo de cada átomo, se mueven a lo largo de todo el cristal. No están asociados con ningún núcleo en particular, sino que forman una nube electrónica que pertenece a toda la red cristalina.

Unión covalente

Es la unión característica entre átomos de no metales (existen excepciones, por ejemplo, BeCl2

que se analizará en la Unidad 3). Estos presentan valores de electronegatividad altos y similares, es decir, alta tendencia a atraer electrones en una unión química, por lo que los átomos “comparten” electrones formando moléculas, adquiriendo cada átomo, en la mayoría de los casos, la CE del gas noble más cercano.

En el nivel simbólico se utilizan fórmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares para representar a las moléculas o a las sustancias moleculares.

Según el número de pares de electrones compartidos, la unión covalente puede ser simple, múltiple y coordinada o dativa. A continuación mencionamos sus características.

o Simple: los átomos comparten un par de electrones. Cada átomo aporta un electrón al par de electrones compartido. Por ejemplo, en una molécula de cloro (Cl2), los átomos

están unidos por una unión covalente simple.

o Múltiple: los átomos comparten dos o tres pares de electrones, denominándose unión

covalente doble y triple respectivamente. Por ejemplo, en una molécula de CO2, cada

átomo de oxígeno está unido al átomo de carbono por una unión covalente doble.

o Coordinada o dativa: el par de electrones compartido es aportado por uno de los

átomos. Por ejemplo, en una molécula de SO2, un átomo de oxígeno está unido al

átomo de azufre por una unión covalente dativa y el otro por una unión covalente doble.

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. La electronegatividad se utiliza para predecir la polaridad de un enlace.

o En un enlace covalente entre 2 átomos del mismo elemento, el par electrónico

compartido se encuentra equidistante a los núcleos de los átomos porque, al tener el mismo valor de electronegatividad, presentan la misma tendencia a atraer electrones. A

(18)

este enlace se lo denomina no polar. Por ejemplo, en la molécula de H2 (hidrógeno) el

enlace es covalente no polar.

o En un enlace covalente entre 2 átomos de distintos elementos, los electrones se

encuentran más desplazados hacia el átomo más electronegativo, generando una densidad de carga negativa sobre este y una densidad de carga positiva sobre el átomo menos electronegativo. A tal enlace se lo denomina polar porque hay una distribución asimétrica de las cargas eléctricas alrededor de los núcleos de los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, en la molécula de HCl (cloruro de hidrógeno) hay una densidad de carga negativa sobre el átomo de cloro y una densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno y esto da origen a un dipolo eléctrico.

Cl - H

La magnitud que mide la polaridad de un enlace es el momento dipolar (μ) y la unidad en que se mide es el Debye (D). El momento dipolar está relacionado con la intensidad de las cargas y la distancia que las separa (μ = q. d) en un enlace químico, y es una magnitud vectorial, es decir que se representa mediante un vector que tiene módulo (intensidad), dirección y sentido.

A continuación, representaremos las fórmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares de diferentes sustancias moleculares o covalente-moleculares.

Para representar la estructura de Lewis de las sustancias moleculares se utilizan:

o los símbolos de los elementos que representan al core (núcleo y electrones internos);

o la CEE de cada uno de los átomos de los elementos intervinientes;

o símbolos como por ejemplo: ∗, x, •, para representar a los electrones externos o de

valencia.

Para representar las fórmulas desarrolladas, se indican los símbolos de los elementos intervinientes y un guion que representa cada par de electrones compartido, las uniones covalentes dativas o coordinadas se simbolizan con una flecha desde el átomo más electronegativo hacia el menos electronegativo. En los compuestos iónicos no corresponde la representación de las fórmulas desarrolladas debido a que no hay pares de electrones compartidos.

(19)

Analizamos algunos ejemplos:

a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3

b) Oxoácidos: H2CO3 y HClO4

c) Oxoaniones:

BrO

₂− , 2−y

3

SiO

AsO

3₄− d) Oxosales: Mg(IO3)2 y Al2(CO3)3

a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3 HI, yoduro de hidrógeno

Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unión química. En este caso, se unen átomos de distintos no metales, por lo tanto, la unión química es covalente. La fórmula molecular HI indica que una molécula de yoduro de hidrógeno está formada por un átomo de yodo y un átomo de hidrógeno. Para lo cual tenemos en cuenta que:

o la CEE de un átomo de yodo es 5s2 5p5,a cada átomo de yodo le falta 1 electrón para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del xenón (gas noble más cercano);

o la CEE de los átomos de hidrógeno es 1s1, es decir que a cada átomo de hidrogeno le falta un electrón para estabilizarse y adquirir la configuración electrónica del helio (gas noble más cercano).

o en la molécula de HI, cada átomo aporta 1 electrón formándose una unión covalente

simple. De esta manera, ambos átomos adquieren la configuración electrónica del gas noble más próximo.

La estructura de Lewis es: La fórmula desarrollada es:

NH3, amoníaco

Para representar la estructura de Lewis del NH3, tenemos en cuenta que:

o la unión entre estos átomos es covalente;

o la fórmula molecular NH3 indica que una molécula de amoniaco está formada por un

átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno;

o la CEE de un átomo de nitrógeno es 2s2 2p3, a cada átomo de nitrógeno le faltan 3

electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del neón (gas noble más cercano);

o la CEE de los átomos de hidrógeno es 1s1, es decir que a cada átomo de hidrogeno le falta un electrón para estabilizarse y adquirir la configuración electrónica del helio (gas noble más cercano). Por lo tanto, en la molécula de NH3 el átomo de nitrógeno se une a

cada átomo de hidrógeno por una unión covalente simple, adquiriendo ambos átomos la estabilidad.

(20)

SO3, trióxido de azufre

Para representar la estructura de Lewis del SO3,tenemos en cuenta que:

o la unión entre estos átomos es covalente;

o la fórmula molecular SO3, indica que una molécula de trióxido de azufre está formada

por un átomo de azufre y tres átomos de oxígeno.

o la CEEde un átomo de azufre es 3s2 3p4, a cada átomo de azufre le faltan 2 electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del argón (gas noble más cercano);

o la CEE de un átomo de oxígeno es 2s2 2p4, a cada átomo de oxígeno le faltan 2

electrones para completar el octeto y adquirir la configuración electrónica del neón (gas noble más cercano).

Para que se cumpla la Regla del octeto, a los átomos de ambos elementos les faltan 2 electrones, es decir que entre un átomo de oxígeno y un átomo de azufre se forma una unión covalente doble; como el átomo de azufre ya tiene 8 electrones, forma con los otros dos átomos de oxígeno uniones covalentes dativas o coordinadas, donde el átomo de azufre aporta el par electrónico a cada uno de los átomos de oxígeno.

La estructura de Lewis es:

La fórmula desarrollada es:

b) Oxoácidos: H2CO3 y HClO4

A continuación, representamos las fórmulas de Lewis y desarrolladas de algunas moléculas

constituidas por tres elementos, por ejemplo: H2CO3 y HClO4. Para representarlas, es

conveniente tener en cuenta:

o que ambas moléculas están formadas por átomos de no metales, por lo tanto, la unión

es covalente;

o las CEE de cada uno de los átomos involucrados;

o la distribución de los átomos en función de la electronegatividad (un átomo de oxígeno está unido a un átomo de un no metal y a un átomo de hidrógeno por uniones covalentes simples).

(21)

H2CO3, ácido carbónico

Las CEE de los átomos de los elementos que lo constituyen son:

CE H: 1s1 CEEC: 2s2 2p2 CEEO: 2s2 2p4

En los oxoácidos, cada átomo de oxígeno está unido a un átomo de hidrógeno y al átomo del no metal (que no es oxígeno ni hidrógeno) debido a los valores de electronegatividad.

En el H2CO3 el símbolo del no metal, en este caso el carbono, se ubica en el centro rodeado de

los símbolos de los átomos de oxígeno y el símbolo del hidrógeno se ubica al lado del oxígeno. Para representar los electrones, conviene colocar primero el electrón del átomo de hidrógeno, luego, los correspondientes al átomo de oxígeno, que está unido al átomo de hidrógeno, y los electrones del átomo del carbono; se establecen dos uniones covalentes simples, una entre el hidrógeno y el oxígeno (H-O) y otra entre el oxígeno y el carbono (O-C). De esta manera, el átomo de hidrógeno adquiere la CEE de los átomos del gas noble más próximo (He), y el átomo de oxígeno (unido al de hidrógeno) adquiere la CEE de los átomos del gas noble más próximo (Ne).

Se repite esta secuencia para representar los electrones de los otros átomos de hidrógeno y oxígeno unidos entre sí al carbono. Para que el átomo de carbono adquiera la CEE de los átomos del gas noble más próximo (Ne), se necesita dos electrones, por eso, establece una unión covalente doble con el otro átomo de oxígeno, alcanzando ambos el octeto electrónico. La estructura

de Lewis es:

De esta forma, cada átomo adquiere el número de electrones externos de los átomos del gas noble más próximo: 2 para el H, 8 para el O y 8 para el C.

La fórmula desarrollada es:

HClO4,ácido perclórico

Se sigue la misma secuencia. Las CEE de los átomos de los elementos involucrados son: CE H: 1s1 CEECl: 3s2 3p5 CEEO: 2s2 2p4

(22)

En una molécula de HClO4, hay: 1 unión covalente simple H – O, 1 unión covalente simple

O – Cl y 2 uniones covalentes dativas Cl → O.

c) Oxoaniones:

BrO

−₂, 2−y

3

SiO

AsO

3₄−

Para representar las estructuras de Lewis, es conveniente:

o ubicar en el centro, el símbolo del átomo del elemento que no es oxígeno y rodearlo con tantos átomos de oxígeno como indica la fórmula;

o representar, en un átomo de oxígeno, un electrón por cada carga negativa que posea el

ion;

o encerrar el conjunto entre corchetes indicando la carga del ion;

o dibujar los electrones en el átomo de oxígeno que tiene el electrón que le da la carga al anión, y los del no metal, de manera que se establezca una unión covalente simple entre ambos;

o representar los electrones de los demás átomos de oxígeno (si los hubiera). El tipo de unión que se establece entre estos y el no metal depende de su CEE, del número de átomos de oxígeno en el anión y del número de cargas negativas. En la mayoría de los oxoaniones, tanto el átomo del no metal como los átomos de oxígeno, adquieren el octeto electrónico.

La estructura de Lewis del es:

−

2

BrO

La estructura de Lewis del es:

−

2 3

SiO

La estructura de Lewis del es: − 3 4

AsO

(23)

d) Oxosales: Mg(IO3)2 y Al2(CO3)3

Para representar estructuras de Lewis de las oxosales, tenemos en cuenta que son compuestos ternarios iónicos, formados por cationes y oxoaniones y que la suma de las cargas de cationes y aniones en una unidad fórmula es igual a cero. Por lo tanto, para dibujarlas, es aconsejable separar cationes de aniones.

Mg(IO3)2, yodato de magnesio

A partir de la fórmula de la sal, se deduce que en una unidad fórmula, por cada catión Mg2+_{, hay dos}

aniones

IO

−₃. La estructura de Lewis es:

Al2(CO3)3, carbonato de aluminio

A partir de la fórmula de la sal, se deduce que en una unidad fórmula hay dos cationes Al3+_y

tres aniones 2−. La estructura de Lewis es:

3

CO

A continuación, presentamos una tabla en la que resumimos el tipo de partículas que constituye a los distintos tipos de sustancias y algunos ejemplos:

Tipo de sustancia Tipo de partícula Ejemplos

Iónica Cationes y aniones CuSO4, NaOH, KNO3, CaO

Metálica

Cationes (núcleo y electrones internos) y electrones externos

móviles.

Cu, Au, Fe, Al

Molecular (covalente) Moléculas CO2, H2O, H2SO4, CH4

Número de oxidación y nomenclatura

Existen diferentes reglas para asignar los números de oxidación de los elementos y varias nomenclaturas aceptadas, sugerimos consultar el apéndice del capítulo 5 del texto Química

Básica para estudiarlas.

Se denomina nomenclatura a los nombres que se les asigna a las distintas sustancias químicas. Habrán notado que hay varias formas de nombrar a las sustancias, y por ello, es

(24)

necesario establecer y seguir una serie de reglas. La IUPAC es el organismo encargado de establecer esas reglas, que, a través del tiempo, suelen ser modificadas por diversos motivos.

Para afianzar los contenidos de esta unidad

A continuación les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las características de los distintos tipos de uniones químicas? ¿Qué tipo de partículas constituyen a las distintas sustancias?

¿Qué representan las fórmulas mínimas, las moleculares, y los diferentes términos utilizados en las estructuras de Lewis?

¿A qué se denomina polaridad de un enlace? ¿Qué es el momento dipolar?

En la siguiente unidad, presentamos un ejercicio resuelto que integra los temas desarrollados en las Unidades 2 y 3.

(25)

Unidad 3

Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias

Apuntes de la unidad

En estos apuntes relacionamos la estructura de las partículas (nivel submicroscópico) y las propiedades físicas de las sustancias (nivel macroscópico), para lo cual identificamos a las partículas que constituyen a una sustancia, la forma y la polaridad de las moléculas y el tipo de fuerzas de atracción entre las partículas. Es importante tener en cuenta que para lograr predecir y/o explicar las propiedades físicas de las sustancias, es necesario comprender los conceptos mencionados para luego relacionarlos, por lo tanto, proponemos la siguiente secuencia para abordarlos:

Estructura tridimensional

Polaridad de moléculas diatómicas Geometría molecular

Polaridad de moléculas de tres o más átomos Geometría de iones poliatómicos

Fuerzas de atracción entre partículas Propiedades de las sustancias

Relación entre la estructura química y las propiedades de las sustancias

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 6: La forma de las moléculas y sus interacciones, en Química Básica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es muy importante que recuerden que los contenidos presentados a continuación, son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolución de ejercicios referentes a: magnitudes atómicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos iónicos y compuestos orgánicos. Tengan en cuenta que las fórmulas y los nombres de las sustancias, se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Química.

(26)

Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

Estructura tridimensional

La estructura tridimensional es la disposición y el orden de los átomos en una molécula y, en el caso de los sólidos cristalinos, de las partículas (moléculas, iones o átomos) que los forman. En esta sección analizamos, en particular, la forma de las moléculas.

Polaridad de moléculas diatómicas

Hemos visto, en la Unidad 2, que un enlace covalente es polar cuando existe cierta diferencia de electronegatividad entre los átomos de los elementos que forman la unión. La magnitud que mide la polaridad de un enlace o de una molécula como un todo es el momento dipolar (μ) y la unidad en que se mide es el Debye (D). El momento dipolar está

relacionado con la intensidad de las cargas y la distancia que las separa en un enlace químico y es una magnitud vectorial, es decir que se representa mediante un vector que tiene módulo (intensidad), dirección y sentido.

El módulo del momento dipolar es igual al producto del valor absoluto de la carga (q) situada en cualquiera de los polos por la distancia (d) que los separa.

Figura 1. Vector

μ = q. d

2

Si una molécula es diatómica, tiene un solo enlace y su polaridad coincide con la polaridad de dicho enlace. Si el enlace es no polar, como ocurre en las moléculas de la sustancia cloro (Cl2), la distribución

simétrica de los electrones determina que la molécula sea no polar.

Si el enlace es polar, la distribución de los electrones que forman la nube electrónica es asimétrica. Esto se debe a que el átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad a los electrones del enlace, generándose un dipolo permanente. Figura 2. Figura 3. Modelo de esferas de la Estructura de molécula de Cl Lewis de Cl₂ 2 Figura 4. Dipolo

(27)

Este tipo de enlace es el que se presenta, por ejemplo, en las moléculas de la sustancia cloruro de hidrógeno (HCl), determinando que la molécula sea polar.

Figura 5. Estructura Figura 6. Modelo de esferas

3

de Lewis de HCl de la molécula de HCl

Para determinar la polaridad de las moléculas formadas por más de tres átomos, tenemos en cuenta que el momento dipolar de la molécula (μT) es la suma de los vectores que representan los

momentos dipolares de cada uno de los enlaces.

Recordamos que, cuando se suman vectores, el módulo y la dirección del vector suma dependen del ángulo que estén formando dichos vectores. Por lo tanto, el momento dipolar total de una molécula con más de un enlace depende de la disposición en el espacio de dichos enlaces, para lo cual, es importante conocer la geometría de la molécula.

Geometría y polaridad de moléculas de tres o más átomos

En la Unidad 2 hemos visto que las estructuras de Lewis nos brindan información acerca de cómo se unen los átomos para formar las moléculas. Sin embargo, no muestran la distribución de los átomos en el espacio (geometría). Existen formas experimentales para determinar la distribución de los átomos que constituyen a las moléculas y teorías que permiten predecirlas, como, por ejemplo, la Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV) que se basa en los siguientes postulados:

o El factor más importante para determinar la geometría de una partícula (molécula o ion) es el número de pares de electrones de valencia o externos del átomo central.

o Dichos pares de electrones se distribuyen en el espacio de manera tal que la distancia entre estos sea la máxima posible (lo más lejos posible) para que la repulsión entre estos sea la mínima posible.

o Los pares de electrones no compartidos o libres (que no forman uniones) ocupan más espacio que los pares compartidos.

o A los efectos de determinar la geometría, las uniones múltiples (dobles o triples) se consideran como un solo grupo de electrones o equivalentes a un par de electrones de un enlace simple.

Al aplicar esta teoría a diferentes ejemplos, tenemos en cuenta que:

o Los electrones externos son, en realidad, los que rodean al core del átomo, es decir, al núcleo y los electrones internos.

(28)

o La distribución o geometría electrónica (GE) es la disposición espacial que adoptan todos los pares de electrones externos del átomo central, libres o compartidos. La geometría electrónica no es la geometría real de la molécula o del ion, sino que es un instrumento para determinarlas.

o La geometría molecular (GM) es la disposición que adoptan en el espacio los átomos que forman a la molécula. Es decir, es la geometría (forma) de la molécula.

o La geometría del ion (GI) es la disposición que adoptan en el espacio lo átomos que forman al ion.

o La geometría está determinada por los pares de electrones que rodean al átomo central y no por los electrones que rodean al resto de los átomos que forman la molécula o ion. o Los pares de electrones no compartidos ocupan más espacio que los pares de electrones

compartidos, modificando el ángulo de enlace entre los átomos de la molécula.

A partir de los postulados de TRePEV, es posible predecir, en general, la geometría de diversas partículas (moléculas y iones). En esta materia, analizaremos solamente aquellas en las que existe un átomo central. En el siguiente cuadro, podemos ver las geometrías posibles para moléculas o iones formados por tres, cuatro o cinco átomos.

Número de átomos por molécula o ion

Geometría

3

Lineal (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

ó

Angular (el átomo central presenta uno o dos pares de electrones sin compartir)

4

Triangular (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

ó

Piramidal (el átomo central presenta un par de electrones sin compartir)

5 Tetraédrica (el átomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

A continuación, presentamos una serie de ejemplos en los que analizamos la geometría y la polaridad de algunas moléculas, organizados del siguiente modo:

(29)

b) Moléculas en las que los átomos unidos al átomo central son diferentes. c) Moléculas en las que el átomo central no cumple la regla del octeto.

d) Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones libres (sin compartir).

Importante

Para determinar la geometría y la polaridad las moléculas, es conveniente dibujar sus estructuras de Lewis.

a) Moléculas en las que todos los electrones de valencia del átomo central están compartidos

Ejemplo 1: CO , dióxido de carbono 2

En las moléculas de dióxido de carbono, el átomo

5

central es el carbono y está unido a los átomos de oxígeno por medio de dos enlaces covalentes dobles, que se consideran como dos grupos o pares de electrones. Por lo tanto, hay dos pares de electrones compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es aquella en la que los grupos o pares de electrones se ubican formando un ángulo de 180º entre sí (-C-), determinando una geometría electrónica lineal. Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas lineales.

La molécula de dióxido de carbono puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 7. Estructura de Lewis de CO2

Figura 8. Modelo de esferas de la molécula de CO2

(30)

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el átomo de carbono y un átomo de oxígeno (C=O) es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en módulo y dirección pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µ

6 T = 0 D) y la molécula es

no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de carbono y los átomos de oxígeno (O=C=O) es de 180º.

Ejemplo 2: SO3,trióxido de azufre

En las moléculas de trióxido de azufre, el átomo central es el azufre y está unido a los átomos de oxígeno por medio de un enlace covalente doble y dos enlaces covalentes dativos o coordinados, que se consideran como tres grupos o pares de electrones alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es aquella en la que los grupos de electrones se ubican formando un ángulo de 120º entre sí, determinando una geometría electrónica plana triangular.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de azufre, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

La molécula de trióxido de azufre puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

→ → →

μ

= μ

Figura 9. Polaridad de la molécula de CO2

Figura 10. Estructura de Lewis de SO3

Figura 11. Modelo de esferas de la molécula de SO3 T 1

+ μ

2

→

= 0D

μ

T

(31)

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene tres enlaces S-O polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µ

7

μ = μ

μ

T =

0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y dos átomos de oxígeno (O-S-O) es de 120º.

Ejemplo 3: CCl4, tetracloruro de carbono

En las moléculas de tetracloruro de carbono, el átomo central es el carbono y está unido a los átomos de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es aquella en la que los pares de electrones se ubican formando un ángulo de 109,5º entre sí, determinando una geometría electrónica tetraédrica.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas tetraédricas.

La molécula de tetracloruro de carbono puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

T 1

+

2

+ μ

3

= 0 D

Figura 12. Polaridad de la molécula de SO3

Figura 13. Estructura de Lewis de CCl4

Figura 14. Modelos moleculares: (a) bolas y varillas y (b) de esferas de CCl4

(32)

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene cuatro enlaces C-Cl polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido. Entonces, por la disposi-ción en el espacio, el momento dipolar total resulta ser nulo (µ

8 T = 0 D) y la molécula es no

polar. La geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de carbono y dos de los átomos de cloro (Cl-C-Cl) es de 109,5º.

b) Moléculas en las que los átomos unidos al átomo central son diferentes Ejemplo: CH3Cl, clorometano o cloruro de metilo

En las moléculas de cloruro de metilo, el átomo central es el carbono y está unido a tres átomos de hidrógeno y a un átomo de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del átomo central. La disposición que permite la mínima repulsión es tetraédrica.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del átomo de carbono, la geometría electrónica y la molecular coinciden, siendo ambas tetraédricas.

La molécula de cloruro de metilo (clorometano) puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

µ_T

=

µ1 +µ2 + µ3 + µ4

µ_T= 0 D

Figura 15. Polaridad de la molécula de CCl4

Figura 16. Estructura de Lewis de Cl

CH3

Figura 17. Modelo de esferas de la molécula de CH3Cl

(33)

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene un enlace C-Cl y tres enlaces C-H, polares. Los momentos dipolares correspon-dientes al enlace C-Cl y C-H no son iguales en módulo. Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µ

μ

=

μ

9 T ≠ 0 D) y la molécula es polar.

c) Moléculas en las que el átomo central no cumple la regla del octeto

Ejemplo 1: BeCl2, cloruro de berilio

En las moléculas de cloruro de berilio, el átomo central es el berilio y posee dos pares de electrones compartidos, entonces, la geometría electrónica es lineal. Como no hay pares de electrones libres, sobre el átomo de berilio, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden, siendo ambas lineales.

La molécula de cloruro de berilio puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el átomo de berilio y un átomo de cloro es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en módulo y dirección, pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial

T 1

+

2

+ μ

3

+ μ

4

μ

T ≠ 0 D

Cl Figura 18. Polaridad de la molécula de CH3

Figura 19. Estructura de Lewis de BeCl2

Figura 20. Modelo de esferas de la molécula de BeCl2

→ → →

μ

= μ

Figura 21. Polaridad de la molécula de BeCl2 T 1

+ μ

2

→

μ = 0D

T

(34)

de los mismos es nula (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina que el

ángulo de enlace (α) entre el átomo de berilio y los átomos de cloro (Cl-Be-Cl) es de 180º.

trifluoruro de boro Ejemplo 2: BF ,3

En las moléculas de trifluoruro de boro el átomo central es el boro y posee tres pares de electrones compartidos, entonces, la geometría electrónica es plana triangular. Como no hay pares de electrones libres, sobre el átomo de boro, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

10

Figura 22. Estructura de Lewis de BF3

La molécula de trifluoruro de boro puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 23. Modelo de esferas de la molécula de BF3

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene tres enlaces B-F polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo y distintos en dirección y sentido, por lo tanto, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula

(µT = 0 D) y la molécula es no polar. Esta geometría

determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de boro y dos de los átomos de fluor (F-B-F) es de 120º.

µT = μ1 +μ2 + μ3

= 0 D µT

(35)

d) Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones libres

Ejemplo 1: SO , dióxido de azufre 2

En esta molécula existe un enlace doble que, a efectos de determinar la geometría consideramos como simple, por lo tanto, hay tres grupos o pares de electrones alrededor del átomo de azufre, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es plana triangular. Como uno de los pares de electrones no está compartido con otro átomo, la geometría molecular, determinada por los tres átomos que forman la molécula, resulta ser angular. Figura 25. Estructura de Lewis de SO2

La molécula de dióxido de azufre puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 26. Modelo de esferas

11

de la molécula de SO2

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el átomo de azufre y un átomo de oxígeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. Esta

geometría molecular determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de azufre y los átomos de

oxígeno (O-S-O) es menor que 120º. µT = μ1 +μ2

≠ 0 D µT

(36)

Ejemplo 2: NH , amoníaco3

En esta molécula existen cuatro pares de electrones alrededor del átomo de nitrógeno, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como uno de los pares de electrones no está compartido con otro átomo, la geometría molecular, determinada por los cuatro átomos que forman la molécula, resulta ser piramidal. Figura 28. Estructura de Lewis de NH3

La molécula de amoniaco puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 29. Modelo de esferas de la molécula de NH3

A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre cada átomo de hidrógeno y el átomo de nitrógeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es

nula (µT ≠ 0 D) y la molécula es polar. Esta

geometría molecular determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de nitrógeno y dos de los átomos de hidrógeno (H-N-H) es menor que 109,5º.

Ejemplo 3: H2O, agua

En esta molécula existen cuatro pares de electrones alrededor del átomo de oxigeno, que es el átomo central, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como dos de los pares de electrones no están compartidos con otros átomos, la geometría molecular, determinada por los tres átomos que forman la molécula, resulta ser angular. µT = μ1 +μ2 + μ3

= ≠ 0 D µT

Figura 30. Polaridad de la molécula de NH3