Uniones Químicas: Fundamentos y Tipos

La Condición de Estabilidad en las Uniones Químicas

La condición necesaria para que los átomos se unan y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos sea más estable que los átomos por separado. Los gases nobles son los únicos elementos cuyos átomos se encuentran en la naturaleza de manera aislada.

Definición de Enlace Químico

Se llama Enlace Químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables.

La Teoría del Octeto

La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir una estructura estable está dada por la cantidad de electrones que el átomo es capaz de captar, ceder o compartir. Luego de observar la estabilidad de los gases nobles que, a excepción del Helio, tienen 8 electrones en su nivel más externo de energía, Gilbert Lewis (1875-1946) y Walther Kossel (1888-1956) propusieron en 1916 la Teoría del Octeto. Todos los átomos tienden a conseguir la estructura del gas noble más cercano de la tabla periódica y adquieren de esta manera su máxima estabilidad. Para esto, se reúnen entre sí con el objetivo de lograr que todos tengan su última capa electrónica completa con 8 electrones.

Tipos de Uniones Químicas

Existen 3 tipos principales de uniones:

• Unión Covalente

  Se da entre elementos de electronegatividades semejantes. En este tipo de unión, se unen dos o más no metales compartiendo los electrones. Existen uniones covalentes comunes, que es cuando el par de electrones compartido está formado por un electrón que proviene de un elemento y otro electrón que proviene del otro elemento que participa de la unión. La unión covalente también puede ser coordinada o dativa. En este caso, el par electrónico compartido es solamente aportado por uno de los elementos que participa de la unión.

  Cuando se comparte un solo par electrónico, la unión covalente es simple. Cuando se comparten dos pares, es doble, y cuando se comparten tres, es triple.

  La unión covalente puede ser también polar cuando el par electrónico compartido se desplaza un poco más hacia el elemento más electronegativo que participa de la unión. También puede ser apolar, que es cuando la unión se da entre átomos de un mismo elemento y, por lo tanto, no hay predominio de electronegatividad.

• Unión Iónica

  Este tipo de unión se da entre elementos con marcada diferencia de electronegatividad, es decir, entre metales y no metales. El metal se convierte en catión al perder electrones y el no metal se convierte en anión al ganar electrones. Por lo tanto, la unión se produce electrostáticamente. Esto es característico de las sales.

• Unión Metálica

  Como su nombre lo indica, se da entre metales. Los núcleos metálicos están unidos, por ejemplo, a lo largo de una plancha metálica, sin tener particular atracción por los electrones que se encuentran en el último nivel de energía.

Compuestos Químicos: Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios formados por un elemento más oxígeno. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra y reacciona con casi todos los elementos. En algunos casos, como con el fósforo blanco, arde de manera inmediata; con el azufre y el magnesio, necesitan ser calentados para empezar a arder. Otro que se oxida liberando calor es el carbono, y otros son resistentes a la oxidación, como el oro.

Óxidos Básicos o Metálicos

Cuando el oxígeno se combina con un elemento metálico, se forman los óxidos básicos o metálicos. Debido a la diferencia de electronegatividad, el tipo de unión que se va a establecer entre el oxígeno y los metales es la unión iónica. El metal se convierte en catión y el no metal en anión, y la carga total final del óxido será neutra. Ej.: formación del óxido de magnesio.

Balanceo de Ecuaciones Químicas

Es importante balancear la ecuación que representa la reacción de formación de óxidos a fin de que se cumpla la Ley de Conservación de la Masa, donde la cantidad de cada elemento es la misma en el lado de los reactivos que en el lado de los productos. Balanceamos usando coeficientes estequiométricos por ensayo y error.

Óxidos Ácidos

Unión Covalente en Óxidos Ácidos

Es el tipo de unión que se da entre el no metal y el O₂; será covalente ya que las electronegatividades son semejantes. Ej.: En la formación del CO₂ (dióxido de carbono), el C pertenece al grupo 14 y tiene 4 electrones en su último nivel, mientras que el O pertenece al grupo 16 y tiene 6 electrones en su último nivel. Por lo tanto, según Lewis (ver dibujo):

A esto se le llama fórmula electrónica.

También se pueden reemplazar los pares electrónicos compartidos por guiones y así obtendremos la fórmula desarrollada: (ver dibujo) (cada rayita representa dos electrones)

Y finalmente obtendremos la fórmula molecular: CO₂

Número de Oxidación

El número de oxidación de un elemento, en un compuesto, es la carga positiva o negativa que debería asignarse a los átomos del mismo, si todos los enlaces fueran iónicos.

Nomenclatura de los Óxidos

Nomenclatura Tradicional

En este sistema de nomenclatura, usamos los sufijos -oso para la menor valencia e -ico para la mayor valencia. EJEMPLO: El hierro tiene dos estados de oxidación (+2 y +3). Cuando se forma el óxido con el estado +2, según la nomenclatura tradicional, se llama óxido ferroso. Cuando lo forma con el mayor estado de oxidación, es decir, con el estado +3, se llama óxido férrico.

Cuando existe un único estado de oxidación, ej.: el sodio (Na), que solo tiene estado de oxidación +1, es válido llamarlo óxido sódico. Ya que su mayor valencia es la única que posee también, y por este sistema, es válido llamarlo simplemente óxido de sodio.

Si existen más de dos estados de oxidación, como en el caso del azufre (S), cuyos estados son +2, +4 y +6, usamos el prefijo hipo- y el sufijo -oso para el menor de todos (+2), el sufijo -oso para el intermedio (+4) y el sufijo -ico para el mayor de todos (+6). Así los nombramos:

• Óxido hiposulfuroso
• Óxido sulfuroso
• Óxido sulfúrico

Cuando haya 4 estados de oxidación, ej.: cloro (Cl), cuyos números de oxidación son +1, +3, +5 y +7, realizamos lo siguiente:

• Hipo-…-oso (para +1)
• -oso (para +3)
• -ico (para +5)
• Per-…-ico (para +7)

Siguiendo con el ejemplo del cloro, los llamamos: Óxido hipocloroso, Óxido cloroso, Óxido clórico, Óxido perclórico.

Reacciones Químicas: Preparación de Soluciones

Pasos de Laboratorio para Preparar Soluciones

Una solución está compuesta por el solvente y el soluto (en menor cantidad). Generalmente, el solvente es agua. Para preparar una solución peso/volumen (p/v), pesamos la cantidad necesaria de soluto (ej. cobalto), y también pesamos un gramo, ya que queríamos preparar una solución al 1% (p/v) y el matraz era de 100 ml. Transferimos el soluto a un vaso de precipitado y agregamos un poco de agua destilada para disolver. Si fuera necesario, se calienta esta mezcla para acelerar el proceso o facilitar la disolución del soluto. Después, transferimos la mezcla del vaso de precipitado al matraz aforado mediante un embudo. Continuamos agregando agua destilada al matraz. En este punto, usando una pipeta, agregamos agua destilada gota a gota hasta enrasar. Enrasar significa que, al observar la solución en el matraz, se forma un menisco justo sobre la marca de aforo del matraz.