Estructura atómica y molecular - Departamento de QuÃmica ...
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Química General e Inorgánica I – Serie 1 –<strong>de</strong>nsidad electrónica significativa entre los átomos unidos. En general este tipo <strong>de</strong>uniones se establece cuando los átomos tienen electronegativida<strong>de</strong>s similares.2) El enlace o la unión iónica proviene <strong>de</strong> la existencia <strong>de</strong> fuerzas electrostáticasentre iones. Un átomo ce<strong>de</strong> un electrón al otro, quedando el primero – el catión –cargado positivamente y el segundo – el anión – cargado negativamente. Este tipo <strong>de</strong>unión se da cuando la diferencia <strong>de</strong> electronegativida<strong>de</strong>s entre los átomos es muy gran<strong>de</strong>.A pesar que estas interacciones son comparables en magnitud a las covalentes, engeneral no dan origen a moléculas, sino a sistemas extendidos compuestos por iones(sólidos).3) Uniones inter<strong>molecular</strong>es son las interacciones entre moléculas, <strong>de</strong> magnitudmenor que las covalentes. Permiten explicar la existencia <strong>de</strong> distintos estados <strong>de</strong>agregación <strong>de</strong> una sustancia.La magnitud <strong>de</strong> las uniones químicas se pue<strong>de</strong> expresar en distintas unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong>energía. La forma más común <strong>de</strong> expresarla es mediante la energía correspondiente a unmol <strong>de</strong> uniones, en kcal/mol, o kJ/mol. También se pue<strong>de</strong> emplear la energía <strong>de</strong> una solaunión, y en este caso, es habitual usar unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> Joule (J) o <strong>de</strong> electrón-volt (eV).Conversiones útiles son: 1 cal = 4,184 J y 1 eV= 1,602 10 –19 J.Cabe <strong>de</strong>stacar en este contexto que, para consi<strong>de</strong>rar unión química como fuerte(como por ejemplo la unión covalente en el H 2 ) o débil, se <strong>de</strong>be comparar la energíapotencial asociada con la interacción con la energía cinética, que, como se verá en laSerie 2, está relacionada con la temperatura. Por esa razón po<strong>de</strong>mos <strong>de</strong>cir que en laTierra la molécula <strong>de</strong> H 2 presenta una unión “fuerte”, mientras que en el Sol, la unión es“débil”. En el Sol no es posible encontrar H 2 <strong>molecular</strong>, ya que éste se halla disociado enátomos dada la elevada temperatura (más aún, en el interior <strong>de</strong>l Sol la temperatura es tanalta que los átomos se disocian en núcleos y electrones). Cualitativamente, se pue<strong>de</strong><strong>de</strong>cir que una interacción es fuerte cuando ΔE potencial >> RT. (R: constante <strong>de</strong> los gases).La unión iónica y las uniones inter<strong>molecular</strong>es se estudiarán en la Serie 2. Nosocuparemos aquí <strong>de</strong> la unión covalente. El primer mo<strong>de</strong>lo exitoso <strong>de</strong> unión covalentefue propuesto por Lewis en 1916, i<strong>de</strong>ntificando una unión química con un par <strong>de</strong>electrones compartidos entre dos átomos e incorporando la llamada regla <strong>de</strong>l octeto: losátomos tien<strong>de</strong>n a formar enlaces con los átomos vecinos hasta ro<strong>de</strong>arse <strong>de</strong> una capacompleta <strong>de</strong> electrones <strong>de</strong> valencia. Con ello adquieren la estructura electrónica <strong>de</strong>l gasinerte correspondiente, con dos electrones para el H y ocho electrones para los átomosrestantes. La i<strong>de</strong>a es <strong>de</strong> origen electrostático e intuitivamente comprensible. El par <strong>de</strong>electrones, cuya carga es negativa, se sitúa entre los núcleos, con carga positiva,manteniendo unidos a los átomos. A partir <strong>de</strong> la regla <strong>de</strong>l octeto, el mo<strong>de</strong>lo <strong>de</strong> Lewispermite explicar la conectividad (es <strong>de</strong>cir, qué átomo está unido a cuál) en loscompuestos que contienen exclusivamente átomos <strong>de</strong> los dos primeros períodos <strong>de</strong> latabla periódica (para el hidrógeno y el helio la capa se completa con dos electrones). Siesta regla no existiera, el mo<strong>de</strong>lo carecería <strong>de</strong> po<strong>de</strong>r predictivo.Otra limitación <strong>de</strong>l mo<strong>de</strong>lo consiste en que en muchos casos una única estructura<strong>de</strong> Lewis es una <strong>de</strong>scripción ina<strong>de</strong>cuada <strong>de</strong> la molécula. Por ejemplo, experimentalmentese ha <strong>de</strong>terminado que las distancias C-O en el ion CO 32-son idénticas, mientras que el5