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3i4! i Las uniones químicas 9

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Lii?us Cnr-1 Puuling

LINUS CARL PAULING (1901-1994) FUE UN QU~MICO ESTADOUNIDENSE QUE RECIBIÓ

DOS PREMIOS NOBEL MUY DIFERENTES; EN 1954, EL DE QU~MICA, PORDESCRIBIRLA NATU-

RALEZA DE LOS ENLACES QU~MICOS, Y EL DE LA PAZ EN 1962, POR SU CAMPANA CONTRA LAS

PRUEBAS NUCLEARES.

TWO UNA INFANCIA DIF~CIL POR LA MUERTE TEMPRANA DE SU PADRE, QUE ERA FARMA-

CÉUTICO Y QUE SEGURAMENTE INFLUYÓ EN SU VIDA.A LOS TRECE ANOS COMENZÓ SU I N T E ~ S , Linus C. Pauling. EN LA QU~MICA CUANDO SU AMIGO LLOYD JEPFRESS, UN INGENIERO QU~MICO, LE DEMOSTRÓ

CÓMO EL ÁCIDO SULF~RICO PODR~A TRANSFORMAR EL AZÚCAR EN CAR-

BÓN NEGRO.

DURANTE LA DÉCADA DE 1930, PAULING INTRODUJO CONCEPTOS

QUE AYUDARON A REVELAR LAS FUERZAS DE ENLACE EN LAS MOLÉCU-

LAS. UTILIZÓ TÉCNICAS COMO LA DE LOS RAYOS X Y LA DIFRACCI~N DEL

ELECTRÓN, CON LAS QUE PUDO CALCULAR LAS DISTANCIAS ENTRE ATO- MOS Y LOS ÁNGULOS DE SUS ENLACES, DATOS CON LOS QUE PUDO EXPLI-

CAR LA ESTRUCTURA DE NUMEROSAS MOLÉCULAS, DESDE LAS MW SIM-

PLES, COMO EL METANO, HASTA LAS COMPLEJAS COMO LAS PROTE~NAS.

Su TEOR~A DE LA VALENCIA DIRIGIDA, ES DECIR, LA CAPACIDAD DE

UN ÁTOMO PARA COMBINARSE CON OTROS ÁTOMOS, FUE CONSECUENCIA

DE SUS TEMPRANAS INVESTIGACIONES, AL IGUAL EL CAR~CTER IÓ-

NICO PARCIAL DE LOS ENLACES COVALENTES (ÁTOMOS QUE COMPARTEN

ELECTRONES). SU CONCEPTO DE ELECTRONEGATIVIDAD COMO ENERG~A

DE ATRACCI~N DE LOS ELECTRONES EN UN ENLACE RESULTÓ ÚTILY CLA-

RIFICADOR DE LAS PROPIEDADES DE NUMEROSAS SUSTANCIAS. LAS IDEAS

SOBRE EL ENLACE Q ~ ~ M I C O FUERON DESARROLLADAS EN UNA SERIE DE

Lirius C. Pauling rodeado de ART~CULOS PUBLICADOS EN SUS INICIOS COMO INVESTIGADORY RECOGI- modelos rnolecuiares. DAS EN SU LIBRO LA NATUWEZA DEL ENLACE QUÍMCO Y LA ESTRUCTURA DE LAS MOLÉCULAS

p -, Y CRISTALES, ESCRITO EN 1939. 8

~ . - ~. ~.

1. ¿Qué es la electronegatividad? Si no te acordás. po- 3. En la fotografia podés ver unos cuantos modelos dés buscar el concepto en el capitulo 2. llares. ¿qué representarán las bolitas? ¿Y los

1 l 2. ¿De qué manera podés interpretar la frase de Linus ? 1

C. Pauling: "La manera de tener buenas ideas es te- is que existe alguna relación entre la estructu- !

ner un montón de ideas y tirar las malas"? ¿Habrá ra de una sustancia y sus propiedades? Si es as' ' '

tenido algo que ver con sus investigaciones? un ejemplo.

tomicidad y la valencia Atomos simples:

Ahora ya conocemos que la materia está formada por átomos y que los a HidiPgeno @ azufre átomos se unen entre sí. Pero la gran duda de los científicos a comienzos del siglo xx consistió en saber cómo se producían esas uniones y cuál era la a Nitrbgeno a Magnesio

capacidad de enlace de los átomos de un elemento. Carbono a Hierro

Como viste en el capítulo 1, el inglés John Dalton describió los átomos como "partículas materiales indivisibles'; que tenían puntos de unión por

O oxígeno @ cinc

medio de los cuales se enlazaban y se formaban "átomos compuestos': Es- @ Fdstoro @ Cobre

tos átomos compuestos después llamados, simplemente, "compuestos"- eran el producto de la combinación de átomos de distintos elementos en A~~~~~ compuenos: proporciones numéricas definidas y sencillas (figura 3-1). Por ejemplo, la proporción de átomos de carbono y de oxígeno en el monóxido de carbono (CO) es 1:lj en el dióxido de carbono (Coz) es 1:2, pero en ningún

m a l ngua

@ Flor

@ P,,,

@ oro Q Mercurio

@ c

óxido ( nitrnwl -u-

caso es, por ejemplo, 1:3 o 2 3 . La única manera de explicar la inexistencia de algunas proporciones era m ( m m

afirmar que un número determinado de átomos de un elemento se une a un Me - - Monóxido

de carbono número determinado de átomos de otro elemento, a través de esos "puntos de carbr

de unión" que mencionaba Dalton. Para él, esos puntos eran característicos de los átomos de cada elemento y, además, vanaban de un elemento a otro. Fig. 3.1. Símbolos de Dalton para átomos Así, el hidrógeno (H) tenía un punto de unión y el oxígeno (O) tenía dos. simples y "átomos compuestos", tomado

El químico Edward Frankland (1825-1899) sugirió que cada elemento de S U trabajo Un nuevosi*ema defi'Osofia química, publicado en 1808.

formaba compuestos con cantidades definidas de otros elementos, porque cada uno tenía una o varias atomicidades. Así llamó a la capacidad de combinación de los átomos del elemento en cuestión, en comparación con la capacidad de combinación del hidrógeno, cuya atomicidad es siempre 1. Frankland dedujo, por ejemplo, que el nitrógeno (N), el fósforo (P), el arsénico (As) y el antimonio (Sb) tenían dos atomicidades diferentes.

El aporte de Abegg Después del descubrimiento del átomo, los científicos comenzaron a

desentrañar la estructura atómica y tuvieron ante ellos un panorama muy diferente para las investigaciones sobre la formación de los compuestos químicos y el enlace entre los átomos que los constituyen.

El químico alemán Richard Abegg (1869-1910) planteó en 1904una hi- - -

pótesis brillante al relacionar lavalencia o t r a forma de llamar a la atomici-

- dad- con la distribución de los electrones en el átomo. Estableció que cada - - elemento químico tenía unavalencia positiva y una contravalencia negativa. 1 - La suma de ambas resultaba ser, frecuentemente, 8. Abegg notó, además, que

la valencia de un elemento, por lo menos la más importante, correspondía a su grupo de pertenencia en la tabla periódica (según la numeración antigua). Este postulado se conoció con el nombre de regla de Abegg.

- - - - Más tarde, su compatriota, el físico Paul Drude (1863-1906), sugirió - - < que la valencia de Abegg era en realidad el número de electrones que te- . nia el átomo para enlazarse, y la contravalencia correspondía al número de

electrones de otros átomos que aquel podía atraer hacia sí. Por ejemplo, para el flúor, los números son 7 y 1, respectivamente.

5. Indicá. según el concepto de atomicidad del químico Edward

i Frankland. La atomicidad del cahono y la del cloro en los si- quientes compuestos.

La teoría del "átomo cúbico" - - - - -

A partir del modelo atómico de Bohr y la regla de Abegg, el químico y físico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) elaboró su teoría del "átomo cúbico", enla cual enunció las siguientes ideas: " En cada átomo hay una parte esencial denominada

kernel. En esta porción del átomo se encuentran el núcleo y los electrones más cercanos a él, que no al- canzan a neutralizar la carga positiva del núcleo.

pb Como los protones tienen carga positiva, y los electrones carga negativa, el kernel de cualquier átomo tiene una carga neta (siempre positiva), que corresponde a la diferencia entre la cantidad de protones y electrones que lo componen. Por ejemplo, el kernel del boro tiene dos electrones y cinco protones; la carga neta es +3 (figura 3-2). Además, los átomos poseen un nivel energético externo, donde están ubicados los electrones de valencia. Este nivel energético tiene tantos electrones como la carga neta positiva del kernel. En el caso del boro, este nivel posee tres electrones (porque el kernel tiene tres cargas positivas). Ese valor coincide con el número del grupo de la tabla periódica a la cual pertenece cada elemento (según la numera- ción antigua). El boro, entonces, pertenece al grupo 13 (antes IIIA) de la tabla periódica.

r-- En general, los átomos tienden a adquirir electrones hasta que su nivel energético externo alcanza los ocho

electrones. De acuerdo con esta idea, Lewis decidió representarlos átomos como cubos y los electrones del nivel más externo, como esferas en sus vértices. Luego dijo que la estabilidad de un átomo dependía de cuán lejos estaba de conseguir que su nivel energético ex- temo tuviera ocho electrones: cuanto más cerca, más estable. Los gases nobles, que son elementos especialmente estables, poseen ocho electrones en este nivel, a excepaón del helio, que posee dos. Los últimos niveles de energía de dos átomos son mutuamente interpenetrables. Lewis postuló que un electrón puede formar parte del nivel energético externo de dos átomos diferentes, sin pertenecer a ninguno de ellos en forma "exdusiva'~ Esto le s i ~ ó para explicar que los enlaces químicos se forman cuando los átomos comparten electrones.

El aporte de Lewis Para simplificarla representación de su "átomo cúbi-

co: Lewis propuso usar los símbolos de los elementos para simbolizar el kernel. Cada símbolo estaba rodeado por puntitos. ¿Cuántos? Tantos como electrones tenga ese elemento en el nivel energético externo. Los puntos se colocan de a uno en los cuatro "puntos cardinales" del símbolo (a excepción del helio -He , en el cual los únicos dos electrones aparecen formando un par), y luego se completan los pares hasta llegar a un máximo de ocho en los gases nobles (figura 3-3).

I I Kernel w) Número de protones 11 12 13 14 1s 16 17 1 ,------------,

/j I Número de electrones Internos 10 10 10 10 10 10 10

ai carga positiva del kemel I 2 3 4 S 6 7 8

S - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - . . .. .. .. .. I Átomo de boro Símbolos de Lewis *Na *Mg* *Al* *S¡* *P. * S * :CI* :Ar: I I I .. .. ..

l

m .~~ . Electrones en el nivel de energía externo 1 2 3 4 5 6 7 8

1 2 13 14 15 16 17 18 ; Grupo . ~ .- (ln) (IIA) íllln) (IVA) VA) O/IN (VIIA) (VlllA)

; e. @ i Modelo de "átomos energético j cúbicos"

externo

1 I I i

' 1 , ' i ',

-. , , , ~. -~~~ ~ ~ ~ - ,---- Fig. 3-2. Representación de un átomo de boro y Fig. 3-3. En el cuadro se muestra la relación que existe entre el kernel, los electrones del nivel energetico su kernel. externo y el grupo de la tabla periódica, para los elementos representativos del período 3. Además, se

indica su representación en el modelo de "atomos cúbicos", y en la forma simplificada (símbolos de Lewis).

Las fórmulas mínima v molecular

En química, al igual que en otras disciplinas, es necesario utilizar el mismo lenguaje para poder en- tendernos. Por eso, cuando veas escrita una fórmula química, tenés que darte cuenta de cuál es la sustancia representada. La representación más conocida para una molécula cualquiera es su fórmula molecular; esta fórmula indica el número de átomos presentes en la molécula. La fórmula molecular del agua, por ejemplo, es H,O, porque está constituida por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Ahora bien, iqné diferencia existe entre la fórmu- la molecular y la fórmula mínima? A diferencia de la fórmula molecular, la fórmula mínima indica la propor- ción de los átomos que contiene una molécula expre- sada con los números enteros más pequeños posibles.

Pero jcómo se entiende esto? Para comprender estos dos conceptos podemos recurrir a una analogía sencilla: por ejemplo, los resultados del último censo de población arrojaron que en un pequeño pueblo del interior de la provincia de Buenos Aires la proporción de mujeres y hombres es 2: 1 (fórmula mínima), pero el número real de mujeres y hombres puede ser 600:300 (fórmula molecular). Con lo que se deduce que la fór- mula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima. Por ejemplo, el arsénico -ese sólido blanco que era un veneno utilizado por los romanos-, es en realidad un óxido, no el elemento arsénico. Su fórmula molecular es As,OK mientras que la mínima es As,O,. En numerosas ocasiones, la fórmula mínima coincide con la fór- mula molecular. Este es el caso del agua, cuya fórmuia, como ya vimos, es H,O y no se puede simplificar.

Las fórmulas de Lewis Hay otra manera de representar la molécula de

agua: la fórmula electrónica o fórmula de Lewis. Esta muestra cuáles son los pares de electrones compartidos y cuales los pares no compartidos o no eniazantes de la molécula. Utilizando los símbolos de Lewis (figura 3-4) del oxígeno y el hidrógeno, se puede construir la fórmula de Lewis para la molécula del agua:

e 6 .. + 2 H. - H ; O : ~ :, r Pares no enlazantes ,. ,$ . . 7 . Pares cornpattidos

Existen algunas reglas que ayudan a escribir las fór- mulas de Lewis para diferentes moléculas. Veamos cuá-

les son, con el ejemplo del dióxido de carbono (CO,). 1.OSe suman los electrones de valencia de cada uno de

los átomos que forman la molécula. C = 4 0 = 6 ( x 2 ) = 1 2

Total = 16 electrones de valencia 2.0Se elige el átomo central, se dibuja y se colocan los

otros átomos alrededor. En general, el átomo central es el menos electronegativo, ¿te acordás? La electronegatividad es la mayor o menor capacidad que tiene un átomo para atraer electrones. La única excepción es el hidrógeno, que nunca se coloca en el centro.

oco 3.0Se conectan los pares de átomos con un par de pun-

tos o una línea.

4.0Se ubican los electrones en los átomos externos de modo que cada uno tenga ocho, incluyendo los del enlace.

5.0Se resta el número de electrones asignados al total calculado en el paso 1. El valor obtenido será el nú- mero de electrones no eniazantes que se colocarán en el átomo central. En este caso, la diferencia es cero (16 - 16 = 0).

6.OSi el átomo central tiene menos de ocho electrones, como en este caso, es probable que haya un doble o un triple enlace. Si es así, hay que desplazar uno o más pares de electrones no enlazantes de un átomo externo y formar otro enlace con el átomo central. En el caso del CO,, hay que desplazar un par de electrones de cada uno de los átomos de oxígeno. m

8 electrones

Langmuir y la teoría del octeto

Si se analiza el nivel de energía más externo de los gases nobles (figura 3-S), se encontrará el argumento que daba Lewis para explicar por qué los átomos ga- naban estabilidad cuando adquirían una cantidad de electrones igual a la de estos elementos.

Con excepción del helio, que posee dos electrones, todos ellos tienen ocho electrones en el último nivel de energía, que resulta ser una disposición muy estable.

En 1919, el físico y quimico IrvingLangmuir (1881- 1957) propuso la teoría del octeto de valencia. Esta teoría dice que, cuando los átomos reaccionan entre sí, cada uno alcanza, en general, una configuración elec- trónica de "octeto" en el nivel energético externo. Esta configuración corresponde al gas noble más próximo en la tabla periódica. Tomemos el ejemplo del dióxido de carbono visto en la página anterior. Su fórmula de Lewis indica cómo el átomo de carbono y los átomos de oxígeno suman ocho electrones en el último nivel energético cuando se combinan entre sí.

Fig. 3-5. Configuración electrónica de los gases nobles. Todos. menos el helio, tienen ocho electrones en el nivel energético externo.

Las sustancias simples y las compuestas

¿Todas las sustancias son iguales? La mayoría de las sustancias son compuestas, es decir que están formadas por la unión de dos o más átomos diferentes, como el agua, el dióxido de carbono o una proteína.

Sin embargo, existen otras sustancias, las llamadas sustancias simples, constituidas por uno o más áto- mos del mismo elemento químico. Es el caso de los gases nobles como el neón (Ne) o el argón (Ar), formados por un solo átomo; o los gases como el nitrógeno (N2), el cloro (Cl,), entre otros, formados por la unión de dos átomos iguales.

Es importante aclarar que numerosas sustancias simples se presentan en la naturaleza con estructuras diferentes, por lo que sus propiedades también lo son. Leíste sobre esto en la página 9. Allí se presentan las variedades de la sustancia simple carbono, llamada variedades alotrópicas (figura 3-6). La alotropía es la propiedad que tiene un elemento quimico de presentarse en dos o más formas diferentes. El carbono, particularmente, puede presentarse como grafito, empleado en la fabricación de lápices; diamante, utilizado en joyería; fullerenos y nanotubos, aplicados a nuevos materiales, pero también como carbono mi- neral ampliamente utilizado como combustible fósil o en la industria siderúrgica.

Fig. 3-6. La distribución de los átomos de carbono en el grafito (A) es diferente de la distribución que adquieren en el diamante (B).

La electrovalencia

¿Existe alguna relación entre el número de protones y los electrones del nivel energético externo? Analicemos qué ocurre en los elementos representativos del tercer período (figura 3-7). En el sodio (Na), el electrón del último nivel de energía es atraído por los once protones del núcleo; en el magnesio (Mg), por doce. En consecuencia, la atracción ejercida por el núcleo sobre los electrones del nivel energético externo se incrementa a medida que recorremos el período desde el grupo 1 hasta el grupo 18.

Dicho de otro modo, los átomos de cada elemento tendrán cada vez ma- ror dificultad para ceder electrones. Por ejemplo, los átomos de los elementos representativos de losgrupos 1,2 y 13 presentanuna tendencia acentuada a ceder los electrones del nivel energético externo, mientras que los átomos de los elementos de los grupos 15,16 y 17 ya no poseen esa tendencia, sino que tienden a aceptar electrones en su nivel energético externo.

De acuerdo con esta tendencia, podemos distinguir dos situaciones: Cuando un átomo cede uno o más electrones de su nivel energético externo, adopta la configuración electrónica del gas noble que lo precede en la tabla. Por ejemplo, e1 litio (Li) tiene tendencia a ceder un electrón y adoptar la configuración electrónica del helio (He) (figura 3-8). Cuando un átomo acepta uno o más electrones de su nivel energético externo, adopta la configuración electrónica del gas noble que lo sucede en la tabla. Por ejemplo, el flúor (F) tiene tendencia a aceptar un electrón para adoptar la configuración electrónica del neón (Ne) (figura 3-9). En 1916, el físico alemán Walter Kossel (1888-1956) desarrolló una

teona del enlace químico basada en las investigaciones de Abegg. Así fue como introdujo el concepto de electrovalencia, a la cual definió como la rendencia que tienen los átomos para ceder o aceptar electrones hasta adquirir una configuración estable correspondiente a un gas noble.

Los iones monoatómicos Según Kossel, cuando un átomo (en general, un metal) cede uno o más

electrones a otro átomo (en general, un no metal) se originan dos iones: el que ha cedido el electrón (o catión), con carga positiva, y el que ha acep- tado el electrón (o anión), con carga negativa. Estos iones se denominan simples o monoatómicos. Por ejemplo, el magnesio tiene tendencia a ceder dos electrones y convertirse en un catión magnesio, con dos cargas positivas ( M ~ ~ + ) . En los elementos de los grupos 1,2 y 13 dela tablaperió- dica, la cantidad de electrones cedidos coincide con el número de electrones que estos poseen en el nivel energético externo. Sin embargo, en otros grupos de la tabla, especialmente en los elementos de transición, se forman cationes con cargas diferentes. Por ejemplo, el hierro (Fe) puede dar lugar a dos cationes que se denominarán catión hierro (11), cuando cede dos electrones, y catión hierro (111), cuando cede tres electrones. Estos dos cationes se simbolizan Fe2+ y Fe3+, respectivamente.

El cloro (Cl), por el contrario, tiene tendencia a aceptar un electrón y convertirse en un anión cloruro, con una carga negativa (Cl-).

protones presentes en el núcleo y el número de electrones en el nivel enereético externo, en los elementos del período 3.

Periodo 3

Númerode protones Electrones externos

Átomo de litio ( ~ i ) Catión litio ILP)

Fig. 3-7. Relación entre el número de

,,S 16

6

Fig. 3-8. El litio tiene tendencia a ceder un electrón y formar el catión litio; cuando esto sucede, adquiere la configuración electrónica del helio.

,!Na 11

I

e e 0 e o 0

Átomo de fluor (F) Anión fluoruro (F.)

9

7

Fig. 3-9. El flúor tiene tendencia a aceptar u n electrón y originar el anión fluoruro: cuando esto sucede, adquiere la configuración electrónica del neón.

, , ~ g 12

2

,,~~,pr, 18

8

:ornpletá el siguiente cuadro. Utilizá la tabla periódica si es necesario.

1 Bario (Ea) 1

,,AI 13

3

Cloro ICI)

,,si 14

4

,,P 15

5

I l Los compuestos binarios

Los compuestos binarios son aquellas sustancias compuestas que es- ? - - . ....~~. I~ tán constituidas por dos tipos de átomos diferentes. Por ejemplo, el amo-

-- A - níaco (NH,) (figura 3-10), el cloruro de sodio (NaCl), el óxido de calcio !i . ~- , (CaO) o el dióxido de silicio (SiO,).

,, ~~- :

,L. ~- Para escribir la fórmula química y nombrar los compuestos binarios de-

- 7 bemos primero conocer el concepto de número de oxidación.El número -. . . - , ~- . ; de oxidación es un número entero, positivo o negativo (según su electroue-

i

. gatividad), que se asigna a cada átomo presente en un compuesto quúnico. , .,~

Se refiere al número de cargas que debería tener ese átomo si todos los

.

del digito (* EL DETALLE).

--. Los hidruros Fig. 3-10. Planta de fabricación de Los hidruros están formados por átomos de hidrógeno y de otro elemen- amoníaco, un compL'estn to, metálico o no metálico. Los hidruros metálicos son compuestos iónicos para elaborar fertilizantes. en los que el metal puede ser cualquiera del grupo de los alcalinos o calcio,

estroncio y bario, del grupo de los alcalinotérreos. Si los queremos nombrar, anteponemos la palabra "hidruro" al nombre del metal. Por ejemplo:

K + H, 3 2 KH (hidruro de potasio)

Los hidruros no metálicos son moléculas formadas a partir de hidró- geno y otro elemento más electronegativo. Para nombrarlos se puede utilizar un nombre especial, por ejemplo, amoniaco (NH,), fosfina (PH,) y agua (H,O), o bien, agregar el sufijo -uro al nombre del elemento y, luego, las palabras "de hidrógeno' Por ejemplo:

I . .

C1, +H, + 2 HCI (cloruro de hidrógeno)

¿Es difícil recordar el valor del número de oxidación? Aquípresmtamos olgunas reglos que te ayudordn o recordor los númerm de oxidanón

'

de los elementos más importantes.

1. Los ótomos tienen número de oxidación O cuando constituyen uno sustancia simple,

sea esto monoatómica (14 biatómica (N2) o poliotómica &). - . . . . . . . 1 2. Poro los iones monoatómicos, el número de oxidación es igool a la carga del ion. Por

-7 ejemplo, los metoles alcalinm tienen número de oxidoción tl; los olcolinos térreos, +2 7. Indicá cuál es el numero de , y el aluminio, Y en todos sus compuestos.

oxidación de ambos elementos ! en los siguientes compuestos 1 binaria.

a) CaH,

b) H,O 1 C) NH,

d) HBr i~_ 1

3. El númem de oxidacidn del oxígeno es -2 en la mayoria de los compuestos (&idos,

agua, oxoácidos), pero es -7 en el ion peróxido (0:;.

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metdlicos (por

ejemplo, KHJ en los cuole8 es -7.

5. Los hológenos tienen númem de oxidación -7 en los holuros (por ejemplo, CI-J. 1

6. La suma de los números de oxidación de los ótomos que fonnan un compuesto electn-

camente neutro debeser igual a O. I

Los óxidos 6%

Los óxidos son compuestos binarios que se forman mediante la com- Viación de metales o no metales con el oxígeno. Cuando la reacción se -reduce entre un metal y el oxígeno, los óxidos se conocen con el nombre k

de óxidos básicos (van a originar una base cuando reaccionen con agua). Todos ellos son compuestos iónicos (figura 3-11). Por ejemplo, el óxido

? ferroso (Feo) o el óxido de calcio (CaO).

Cuando la reacción, en cambio, se produce, entre un no metal y el o&- geno, los óxidos pueden ser óxidos ácidos (cuando reaccionen con agua formarán un ácido), como el trióxido de azufre (SO,) o el dióxido de silicio (SiO,), u óxidos neutros (no reaccionan con agua n i tampoco con ácidos o bases), como el monóxido de carbono (CO) o el monóxido de nitrógeno (NO). Estos óxidos se caracterizan por ser compuestos moleculares (figura 3-12).

En cuanto a la nomenclatura, aunque hay óxidos que tienen un nombre .,

vulgar, como el óxido de calcio o cal, es importante tener en cuenta que al- ! .. .- -: ". ~. - - ~ ~ gunos elementos pueden combinarse con más de una carga o d e m número Fig. 3-11. El óxido de hierro (111) es un

de oxidación. Existe una nomenclatura tradicional que propone el uso de cpmpueSto iónico que se usa como pigmento para conseguir colores tierra y

sufijos y prefijos de acuerdo con la carga del ion su ara los óxidos básicos) o ocre, en óleos y acrílicos, el número de oxidación con el que interviene el elemento en el óxido. Así, en el caso de los óxidos iónicos, el Cu20 será óxido cuproso porque el Cu inteniene como catión Cu' y el CuO se llamará óxido cúpnco porque el Cu inteniene como catión Cu2+. Para los óxidos moleculares será, por ejemplo, C1,O u óxido hipocloroso si el Cl intemiene con un número de oxidación de +1, Cl,O, u óxido clórico si lo hace conun número de oxidación de +S o C1,0, u óxido perclónco si el número de oxidación es +7.

Desde hace varios años la Unión Internacional de Química Pura y Aplica- da (IUPAC) propone otras dos alternativas para nombrar los óxidos. Según:

La atomicidad. Se indicala cantidad de átomos de cada clase que intervienen en el compuesto iónico o la molécula.

b Los numerales de Stock Se coloca el número de oxidación o de carga iónica del elemento que acompaña aloxígeno, en números romanos en- cerrados entre paréntesis. En la siguiente tabla podés apreciar algunos ejemplos de estos dos cri-

terios para nombrar los óxidos. Observá que el nombre según numerales de Stockno lleva la carga iónica o el número de oxidación entre paréntesis cuando se trata de uno solo.

Fig. 3-12. El consumo de combustible en los vehículos produce varios óxidos moleculares (CO,, SO,, NO,, etc.) que son liberados a la atmósfera.

. - -. -. . . - . . . .

Elemento / N.O de oxidacion o carga iónica 1 Fó"ula segun atomicidad 1 ~ o m umeraies de stock 1

I"'xido de azul

oxido de hb (ido de dihic nido de difó

ire pno

bre según n

óxido di z - . .

óxido dt óxido de óxido de

Las sales binarias y el enlace iónico Cuando estudiaste la electrovalencia de ICossel,

aprendiste que los átomos aceptan o ceden electrones y forman iones monoatómicos como el anión cloruro y el catión magnesio. A su vez, los iones pueden combinarse y formar compuestos iónicos binarios. Pero icómo se mantienen unidos? Gracias a una fuerza de atracción electrostática denominada enlace iónico o enlace electrovalente.

Aunque están constituidos por iones, los compuestos iónicos binarios formados por iones monoatómi- cos son, en realidad, el6ctricamente neutros. Es decir que contienen igual cantidad de cargas positivas que de cargas negativas.

A temperatura ambiente, estos compuestos se presentan como redes cristalinas de millones de cationes y aniones (> EL DETALLE). Sin embargo, con fines prác- ticos, tenemos que simbolizarlos mediante una fórmu- la química.

Para escribirla fórmula de un compuesto iónico bi- nario debemos considerar los siguientes aspectos: 1." La carga de los iones monoatómicos. Los elemen-

tos de los grupos 1, 2 y 13 (metales) pierden uno, dos o tres electrones, respectivamente, y originan cationes estables que se representan con el símbolo del elemento seguido del número de electrones per- didos ("x") y el signo positivo (+). Por ejemplo, Na+ y N3+. Los elementos de los grupos 15,16 y 17 (no metales) aceptan uno, dos o tres electrones, respectivamente, y originan aniones estables que se representan con el símbolo del elemento seguido del número de electrones ganados ("y") y un signo negativo (-). Por ejemplo, F-y Clk.

2."La conservación de la neutralidad eléctrica del compuesto. Para respetarla, colocaremos el valor de "x" luego del simbolo del anión, y el valor de "y"

¿Cómo son los cristales iónicos? Los cristales iónicos no son todos iguales, sus ionpsse ordenan

en el espacio de acuerdo con las atracciones elecirostáticas entre

ellos y dependen del equilibrio entre las fuerzas repulsivas y atrac- tivos. Sin embargo, para dos cristalesquese ordenan de igual ma-

nera en el espacio, sus propiedades son diferentes, por ejemplo, el

punto de fusión del óxido de magnesio (MgO) es superior al del cloruro de sodio INaCIJ, ya que las cargas son diferentes: para el

Mg es (+2) mientras que para el Na es (+I).

como subíndice en el símbolo del catión. Esto indi- cará la reIación que debe haber entre aniones y cationes para que ambos se neutralicen mutuamente.

Veamos ahora cómo se escribe la fórmula química del compuesto iónico formado por el potasio y el flúor. El potasio, por ser metal y pertenecer al grupo 1, cede- rá un electrón y se convertirá en un catión potasio con una carga positiva.

Por otro lado, el flúor, por ser no metal y pertenecer al grupo 17, aceptará un electrón y se convertirá en el anión fluoruro con una carga negativa. Por lo tanto, para mantener la electroneutralidad del compuesto, la relación entre el anión y el catión será 1:l (un fluorn- ro por cada catión potasio) (figura 3-13). Si ubicamos los valores de "x" e "y" donde corresponde, la fórmula quedará como sigue: .. ..

7 (K+)I (F-)I

Como en este caso los subíndices correspondientes al potasio y al fluoruro son igualesa 1, no los escribi- mos. La fórmula final será, entonces:

KF Este compuesto iónico, que recibe el nombre de

fluoruro de potasio, pertenece al grupo de sales binarias iónicas. Veamos por qué: ,- "S$, porque se origina a partir de un elemento metáii-

coy uno no metálico (en general, del grupo 17, aunque puede ser del grupo 16, como en el caso del azuke); "binaria'; porque está formada por dos tipos de áto- mos diferentes; " "iónica", porque el catión y el anión se mantienen unidos por un enlace iónico.

Fig. 3-13. El catión potasio y el anión fluoruro se mantienen unidos gracias a la fuerza de atraccidn electrostática llamada enlace iónico. El compuesto i6nico que se origina es el fluoruro de potasio.

El enlace covalente

Durante mucho tiempo, las sustancias químicas co- nocidas fueron agrupadas en sustancias inorgánicas (o minerales) y sustancias orgánicas (provenientes de los organismos). Lewis, antes de enunciar su teoría del u, atomo cúbico'; propuso una nueva clasificación que distinguía las sustancias en polares y no polares, de acuerdo conlas propiedades que poseían (figura 3-14).

Estas propiedades permitían entender, por ejemplo, por qué la sal se disuelve bien en agua y no en aceite. Lewis afirmó que las diferencias que se apreciaban entre una sustancia polar y una no polar respondían a la ubicación de los electrones compartidos dentro de la molécula. Luego, realizó las generalizaciones que figu- ran a continuación.

En una mol6cula polar, uno o más pares de electrones compartidos eran atraídos con suficiente fuerza por el núcleo de uno de los átomos, de tal manera que podían alejarse de su posición original y producir un dipolo, es decir, una estructura con dos po- los: uno con carga parcial negativa (6-) y otro con carga parcial positiva (O+). En una situación extrema, uno o más electrones se separaban de un átomo y pasaban a otro, producien- do átomos con carga eléctrica (los iones), tal cuallo explicó &os más tarde Kossel. En una molécula no polar, los electrones permane- cían en su posición original, compartidos por los dos átomos. Ahora bien, debemos preguntarnos ¿por qué, en las

moléculas polares, el par de electrones compartidos es atraído por el núcleo de otro átomo?

Para responder estas preguntas tenemos que recuperar el concepto de electronegatividad (EN) desarrollado por el químico estadounidense Lius Paulingque estudiaste en el capítulo 2. Él definió la electronegatividad como la capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sílos electrones de un enlace. Un átomo conuna tendencia muy alta a atraerlos electrones de enlace será muy electronegativo, mientras que uno con una tendencia baja será poco electronegativo.

Para poder predecir el tipo de enlaces que se iban a formar entre dos elementos químicos, Pauling elaboró una escala numérica (figura 3-15) : los valores variaban entre 0,8 para el cesio y el francio (Ce y Fr, los elementos menos electronegativos) y 4,O para el flúor (F, el elemento más electronegativo).

En la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF), el par de electrones compartidos está desplazado hacia el flúor. La unión química entre ambos átomos se denomina enlace covalente polar. Este tipo de enlaces se da solo entre átomos de elementos diferentes.

En la molécula de flúor (F,), en cambio, los electrones son atraídos conla misma intensidad. Esta unión química se llama enlace covalente no polar y se produce entre átomos del mismo elemento o de diferentes elementos con valores de electronegatividad muy parecidos.

Movilidad de los electrones Atracción intermolecular

Reactividad

Mucha Fuerie

Sí

Fig. 3-14. Propiedades de las sustancias según Lewis.

Fig. 3-15. Escala de electronegatividades de Pauling.

El carácter polar del enlace auímico

La posibilidad de que se forme uno u otro tipo de enlace covalente depende, fundamentalmente, de la diferencia entre los valores de EN de los átomos que la forman. A medida que la diferencia de EN aumen- ta, el enlace covalente incrementa su carácter polar (figura 3-16). Cuando la diferencia es muy grande, los electrones del enlace son transferidos de un átomo a otro, en vez de ser compartidos por ambos. Si conocemos la diferencia de EN entre los elementos que intervienen en un enlace químico, podemos predecir qué tipo de enlace químico se producirá: % Cuando la diferencia de EN es muy pequeña o igual

a cero, el enlace covalente será no polar. " Si la diferencia de EN se encuentra por debajo de

1,5, el enlace tendrá carácter polar. Cuando los átomos tienenuna marcada diferencia de EN -mayor o igual a 2-, uno de los átomos cederá uno o más electrones al otro, y se originarán iones. Si los enlaces de una molécula son polares, ¿la

molécula es polar! En principio, podemos decir que cuando el enlace covalente es polar, la molécula tam- bién es polar (como en el caso del fluoruro de hidró- geno), y que cuando el enlace covalente es no polar, la molécula sera no polar, como en el caso de la molécula de flúor. Pero esto solo tiene validezpara las moléculas formadas por dos átomos, porque estos se disponen en el espacio formando una línea.

Si las moléculas tienen tres o más átomos, la cnes- tión no es tan sencilla. Además de la polaridad de los enlaces, para determinar si la molécula en su conjunto es polar, debemos considerar su orientación en el espacio, conocida como fórmula estructaral. En otras palabras, tenemos que conocer la forma de la molécula o su fórmula estructural.

Por ejemplo, sabemos que los enlaces entre el oxí- geno y el hidrógeno en la molécula de agua son polares, porque así lo indica la diferencia de electronegatividades entre ambos átomos. ;Cuál es su fórmula estructural entonces? Si la representásemos con el esquema siguiente, estaríamos indicando que ambos dipolos se "contrarrestan'; por encontrarse en una misma línea recta.

& E - & H-O-H

Si así fuera, el agua sería una molécula no polar, iy eso es incorrecto! El agua es una molécula polar.

Entonces, el simple hecho de que una molécula contenga enlaces polares no alcanza para explicar la polaridad de la molécula entera. Hace falta emplear una fórmula estructural más adecuada, como la que se muestra a continuación.

En estos esquemas se observa que ambos dipolos apuntan hacia el oxígeno y, por lo tanto, no se contrarrestan. Esa es la explicación por la cual el agua es una sustancia polar, considerada un "solvente universal" por su capacidad para disolver muchas otras sustancias polares. La forma de esta molécula favorece dos situaciones: F- La interacción de molécula de agua con otras mo-

léculas polares, como la sacarosa (azúcar común). La interacción de la molécula de agua con iones, como el sodio y e1 cloruro, componentes de la sal de mesa.

7 A = cero

CI CI (covalente no polar)

Fig. 3-16. El carácter polar del enlace covalente

la diferencia de electronegatividades. En el Último ejemplo,

(iónica) es mayor que 2, se originan iones.

hidrógeno (H), el aluminio (Al) y el bromo (Br mbinan entre sí para formar cinco moléculac entes: hidrógeno gaseoso (H2). bromuro de

drógeno (HBr). hidniro de aluminio (AIH3. cl-, de aluminio (AIC1-j) y bromo líquido (Brz). ¿En de ellas los átomos están unidos por enlaces lentes polares y en cuáles por enlaces covalen polares? Consultá la escala de Pauling en la 1 anterior.

cuáles cova- tes no

La geometría de las moléculas

Ya aprendiste qué relación existe entre la forma de una molécula y su carácter polar o no polar. Además viste las distintas maneras de representar una molécula en un plano. Ahora vamos a estudiar cuál es la disposi- ción que adoptan las moléculas en el espacio.

En el enlace covalente, tanto los pares de electrones compartidos como los no enlazantes se ubican en la molécula de manera tal que estén lo más lejos posible unos de otros. Así, la disposición que los átomos de una molécula adopten en el espacio será el resultado de la repulsión entre los pares de electrones que se encuentran en torno a un átomo central.

Los químicos denominan geometría electrónica a la ubicación que tienen los pares de electrones alrededor de un átomo central, y geometría molecular a la disposición de los átomos en torno a ese átomo central.

Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia

En 1940, los químicos ingleses Nevil Sidgwick y Her- bert Powell trabajaron sobre las fórmulas de Lewis de distintas moléculas, y elaboraron un modelo al que de-' nominaron teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia (TRePEV). --

Para determinar la geometría de una molécula, como la del dióxido de carbono (Coz), podemos se- guir los pasos que nos propone la TRePEV 1." Escribir la fórmula de Lewis:

2." Indicar con una línea los pares de electrones compartidos y mediante puntos los pares no enlazantes del átomo central. En este caso, el átomo central no posee electrones no enlazantes.

O = C = O - -. . - 3."Los pares de electrones compartidos y los no com- - r - partidos del átomo central constituyen "conjuntos - - - de electrones" distintos. Entonces, el átomo de car- - - bono del Coztiene dos "conjuntos de electrones': . - - i 4." Acomodar estos "conjuntos" de manera tal que la dis- - - . - - . - tancia entre ellos sea la máxima posible. - < .. 0 = C = 0 C Conjunto de electrones -

La disposición más adecuada para estos átomos, en la cual la distancia entre los "conjuntos de electrones" es

máxima, es la geometría electrónica lineal. Esta dispo- sición de los electrones alrededor del átomo central hace que los átomos de oxígeno y carbono también queden ubicados en línea recta y que, por lo tanto, la geometría molecular también sea h e a l (figura 3-17). -.

De acuerdo con la configuración electrónica externa de los elementos que se combinan y con la cantidad de pares electrónicos compartidos, la geometría molecular varía. En el formaldehído (figura 3-18), los tres "conjuntos de electrones" se disponen en los vértices de un triángulo equilátero electrónica). Su geo- metría molecular se denomina triangular plana. En la molécula de agua (figura 3-19A), los conjuntos de electrones se disponen en los vértices de un tetraedro, pero hay dos pares de electrones que no intervienen en ningún enlace. El ángulo de enlace debería ser de 1090 28' pero es de 104" 30' debido a la gran repulsión que ejercen los dos pares de electrones sin compartir. Su geometría molecular se denomina angular plana.

Fórmula de Lewis (tres ~eornetría electrónica: Genmetria molecuiar conjuntos de electrones). triángulo equilátero. tilangular piana.

Fig. 3-18. Fórmula de Lewis, geometría electrónica y geometría molecular del formaldehído. El ángulo de enlace es de 120°. ma . . . . . . . . . . . . . . . .

Geometría electrónica: tetraedro.

Geametiía electrónica: tetnedro

9* % 1 u

104 5"

Geornetrla molecular angular piana

2 ~,+. ., Geometiia malecular tetraédrica.

--+,:+ ~ * ) -

Geometría molecular piramidal.

Fig. 3-19. A veces las configuraciones electrónicas de las moléculas coinciden, pero la geometría molecular es diferente. Tal es el caso'del agua (A), el cloruro de silicio (6) y la fosfina (O.

i las uniones químicas -...

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