química en apuntes (completo)

Qumica

Unidad 1

Estructura atmica y clasificacin peridica

Apuntes de la unidad

En estos apuntes haremos un recorrido por los conceptos estructurantes de la

Unidad 1: la composicin de los tomos y de los iones, los nmeros que los

caracterizan, la representacin simblica, la estructura electrnica, la

informacin que brinda la tabla peridica y las propiedades peridicas de los

elementos, tales como el radio atmico y la energa de ionizacin. En el

desarrollo de estos temas, utilizamos los niveles de representacin simblico y

submicroscpico.

Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografa, para el estudio y

la profundizacin de los temas correspondientes a esta unidad:

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Captulo 2: tomos y molculas, Captulo 3:

Estructura electrnica de los tomos y Captulo 4: Clasificacin peridica de los

elementos, en Qumica Bsica, 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 resolucin de ejercicios sobre: uniones

qumicas, estructura tridimensional de las partculas, polaridad de las molculas

y magnitudes atmicas y moleculares.

Composicin atmica

El tomo es una partcula elctricamente neutra, que constituye a la materia. Tiene un ncleo

formado por protones y neutrones, alrededor del cual se encuentran los electrones. A partir del

ao 1963, el fsico estadounidense Murray Gell-Man propone la existencia de partculas ms

elementales: los quarks, cuyo estudio excede a los objetivos del curso. Al referirnos a la

composicin atmica, tenemos en cuenta cmo est constituido un tomo.

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Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos.

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A continuacin, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de su estructura:

Al conjunto de partculas constituyentes del tomo se las llama partculas subatmicas

(protones, neutrones y electrones).

Cada una de estas partculas posee masa. Los electrones tienen una masa despreciable

comparada con la masa de protones y neutrones, razn por la cual prcticamente la totalidad

de la masa del tomo se concentra en el ncleo.

El tamao del ncleo de un tomo es extremadamente pequeo, en comparacin con el

tamao total del tomo.

Los protones y los electrones poseen carga elctrica, positiva y negativa respectivamente.

Los neutrones no tienen carga.

El nmero de protones (n p) coincide con el nmero de electrones (n e), por lo

tanto, el tomo es una partcula elctricamente neutra.

Todos los tomos de un mismo elemento tienen el mismo nmero de protones en su ncleo,

a este nmero se lo llama nmero atmico y se lo simboliza con la letra Z. El nmero

atmico caracteriza a cada elemento. En la tabla peridica, los elementos se encuentran

ordenados por nmero atmico creciente.

El nmero msico se simboliza con la letra A, es un nmero entero (sin unidades) que

indica la suma entre el nmero de protones y el nmero de neutrones (n n) de un tomo.

En la mayora de las tablas el nmero msico no se informa.

La notacin simblica convencional para un tomo de un elemento X es:

XA

Z

Se denomina istopos a los tomos de un mismo elemento que poseen igual nmero

atmico y diferente nmero msico. Es decir, tienen igual nmero de protones y distinto

nmero de neutrones. Por ejemplo, los istopos del carbono son:

El nmero de neutrones se calcula a partir de la diferencia entre el nmero msico y el nmero

de protones.

Istopo C126 C

13

6 C14

6

Composicin nuclear

6 p

6 n

6 p

7 n

6 p

8 n

Nmero de electrones 6 e 6 e 6 e

A = n p + n n

Z = n p

n n = A n p

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Se llama ion a toda partcula con carga elctrica positiva o negativa, formada a partir de

uno o ms tomos por la prdida o ganancia de uno o ms electrones. A los iones con carga

negativa se los denomina aniones y a los iones con carga positiva, cationes. Segn el

nmero de cargas, se clasifican en aniones o cationes monovalentes, divalentes, trivalentes,

etc, por ejemplo:

o un tomo de Ca40

20 est formado por 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. El ion

estable del calcio 240

20Ca (catin divalente o ion dipositivo) est formado por 20

protones, 18 electrones y 20 neutrones.

o un tomo de P31

15 est formado por 15 protones, 15 electrones y 16 neutrones. El ion

estable del fsforo 3

P31

15 (anin trivalente o ion trinegativo) est formado por 15

protones, 18 electrones y 16 neutrones.

En sntesis:

Son especies isoelectrnicas aquellas partculas con igual nmero de electrones. Por

ejemplo, los iones mencionados anteriormente son isoelectrnicos con el argn.

3P

31

15 , 240

20Ca y Ar

40

18 Las tres partculas poseen 18 electrones.

Estructura electrnica de los tomos

Los electrones son una de las partculas que constituyen a los tomos y la estructura

electrnica es la distribucin de los electrones alrededor del ncleo.

En el Captulo 3: Estructura electrnica de los tomos, del texto Qumica Bsica hay

informacin acerca de los experimentos que llevaron a determinar la estructura atmica y una

breve resea de los principales modelos atmicos que ha habido a lo largo de la historia. Es

til que los lean para poder conocer la evolucin de los distintos modelos atmicos y entender

las ideas que sustentan al modelo atmico actual.

A continuacin, mencionamos una serie de ideas fundamentales acerca de la estructura

electrnica de los tomos:

Los electrones tienen comportamiento dual (onda-partcula) y se encuentran alrededor del

ncleo en zonas de mxima probabilidad denominadas orbitales.

Es imposible conocer simultneamente y con precisin la posicin 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 ncleo, en la cual existe una elevada

probabilidad de encontrar al electrn. Los orbitales se designan con las letras s, p, d y f.

tomos Cationes Aniones

n e = n p n p > n e n e > n p

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En cada orbital puede hallarse hasta 2 electrones como mximo.

Los niveles de energa tienen valores enteros positivos (1, 2, 3, etc.). Cada nivel de energa

est relacionado con el tamao de la nube electrnica y la energa del electrn.

Los subniveles de energa se designan con las letras s, p, d y f y el nmero del nivel de

energa correspondiente. Por ejemplo, los subniveles que componen los niveles electrnicos 1,

2, 3 y 4 son:

El orden creciente de energa dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s

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Tabla peridica de los elementos

A lo largo de la historia, los cientficos organizaron la informacin 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 aument el inters de la comunidad cientfica por buscar algn tipo de

clasificacin. En el ao 1869, el qumico ruso Dmitri Ivnovich Mendeleiev present una tabla

en la que ordenaba los elementos qumicos conocidos hasta el momento, que sirvi de base

para la construccin de la tabla peridica actual.

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

La tabla peridica actual est dividida en 18 grupos (columnas) y 7 perodos (filas), los

grupos se enumeran de 1 a 18 y los perodos de 1 a 7. Segn la clasificacin ms antigua, los

grupos se identifican con nmeros romanos seguidos de la letra A o la letra B.

Los elementos se ordenan por nmero atmico creciente.

Los tomos 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 peridica, se puede generalizar, por ejemplo, que los tomos

de los elementos que pertenecen al grupo 1 (IA) tienen CEE ns1, los que pertenecen al grupo

12 (IIB) tienen CEE ns2 (n-1) d10, y los que pertenecen al grupo 16 (VIA) tienen CEE ns2 np4.

Es posible escribir una expresin general de la CEE para cada grupo, por ejemplo, para los

elementos representativos:

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CEE general Grupo

ns1 1 IA

ns2 2 IIA

ns2 np1 13 IIIA

ns2 np2 14 IVA

ns2 np3 15 VA

ns2 np4 16 VIA

ns2 np5 17 VIIA

ns2 np6 18 VIIIA, excepto He

A partir de las CE de los tomos de los distintos elementos de la tabla peridica, es posible

observar que existen distintos bloques, o conjunto de elementos, que tienen el ltimo electrn

en el mismo tipo de orbital.

Los elementos que pertenecen a los bloques s p se denominan elementos

representativos, los elementos que pertenecen al bloque d, elementos de transicin y los

elementos que pertenecen al bloque f, elementos de transicin interna.

Los elementos de transicin interna no pertenecen a ningn grupo. Se denominan

lantnidos a los elementos cuyo Z se encuentra comprendido entre 58 y 71 y actnidos, 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-trreos, el grupo 17 es el grupo de los halgenos y el grupo 18 es el grupo de los

gases nobles o gases inertes.

Figura 1. Divisin de la tabla peridica en bloques

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Propiedades peridicas de los elementos

Las propiedades peridicas que analizamos son: radio atmico, energa de ionizacin, carcter

metlico y electronegatividad. Dichas propiedades estn relacionadas con la CE de los tomos

y dependen, principalmente, del nmero de niveles de energa en los que se distribuyen los

electrones y de la carga nuclear efectiva.

A continuacin, mencionamos una serie de conceptos fundamentales acerca de este tema:

Al considerar al tomo como una esfera, se define radio atmico (Ra) a la distancia entre

el centro del ncleo y el nivel de energa ms externo. El radio de un tomo depende de la

fuerza relativa de atraccin que el ncleo ejerce hacia los electrones. Aumenta en un grupo, a

medida que aumenta el nmero atmico y, en un perodo disminuye a, medida que aumenta

Z.

Figura 2. Variacin del radio atmico en la tabla peridica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla peridica, sus tomos

presentan la misma CEE general, es decir, poseen igual nmero de electrones externos,

y el de mayor nmero atmico tiene sus electrones distribuidos en mayor nmero de

niveles energticos, por lo que aumenta la distancia media entre los electrones externos

y el ncleo, y por lo tanto, posee mayor radio atmico.

o Si dos elementos pertenecen al mismo perodo, sus tomos tienen sus electrones

distribuidos en igual nmero de niveles energticos por lo que el nmero de electrones

internos no vara o vara poco, y el de mayor nmero atmico tiene mayor nmero de

protones y mayor carga nuclear efectiva. La mayor carga nuclear efectiva que

experimentan los electrones aumenta la atraccin entre estos y el ncleo disminuyendo

el radio atmico.

La energa de primera ionizacin (Ei) es la energa necesaria para arrancar un electrn

a un tomo aislado (estado gaseoso) y en su estado fundamental. Esta propiedad se relaciona

con el radio atmico, ya que cuanto mayor es el radio atmico, menor es la atraccin entre el

ncleo y los electrones externos. Es decir, la energa necesaria para arrancar un electrn es

menor cuanto mayor sea el radio atmico. Aumenta en un grupo, a medida que disminuye Z y

en un perodo aumenta, a medida que aumenta Z.

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Figura 3. Variacin de la energa de ionizacin en la tabla peridica

o Si dos elementos pertenecen a un mismo grupo de la tabla peridica, sus tomos

presentan la misma CEE general; a mayor nmero atmico (Z), menor es la atraccin

entre el ncleo y los electrones externos y mayor es el radio atmico, en consecuencia,

se necesita menos energa para arrancar el electrn ms dbilmente unido.

o Si dos elementos pertenecen al mismo perodo, sus tomos tienen sus electrones

distribuidos en igual nmero de niveles de energa; el que posea mayor nmero

atmico tiene menor radio atmico, es decir, mayor es la atraccin entre los electrones

y el ncleo, en consecuencia, se necesita ms energa para arrancar el electrn ms

dbilmente unido.

Se define carcter metlico de un tomo a la tendencia a ceder electrones. Cuanto menor

sea la Ei, mayor ser el carcter metlico de un tomo, es decir, mayor ser la tendencia a

ceder electrones y formar cationes. Aumenta en un grupo, a medida que aumenta el nmero

atmico y en un perodo disminuye, a medida que aumenta Z.

La electronegatividad (En) es una medida de la tendencia que tiene un tomo de atraer

hacia s el par de electrones en una unin qumica. Generalmente, los valores de

electronegatividad figuran en la tabla peridica. El flor es el elemento ms electronegativo. En

la escala de electronegatividad propuesta por el qumico estadounidense Linus Carl Pauling

(1901-1994), se le asigna, arbitrariamente, un valor 4,0 (mximo 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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Figura 4. Variacin de la electronegatividad en la tabla peridica

En el siguiente esquema, presentamos la variacin de todas las propiedades analizadas, se

sealan los dos sectores en los que se encuentran los valores extremos de las mismas.

Figura 5. Tendencia de la variacin de las propiedades peridicas

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Para afianzar los contenidos de esta unidad

Les proponemos una serie de preguntas que deberan poder responder despus de haber

estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

Cules son las partculas fundamentales que constituyen un tomo?

A qu se denomina nmero atmico y a qu nmero msico?

Cmo se simboliza un tomo?

Cul es la diferencia entre un tomo y el ion estable correspondiente?

A qu se denomina especies isoelectrnicas?

Qu es un istopo?

Cules son los conceptos fundamentales del modelo atmico actual?

Qu representan la configuracin electrnica y la configuracin electrnica externa?

Qu informacin brinda la tabla peridica y cmo varan las propiedades de los elementos a lo

largo de un grupo y de un perodo?

Ejercicio explicado

A continuacin, presentamos un ejercicio y su resolucin en el que integramos

los contenidos de la Unidad 1 y mostramos una forma de relacionar la teora con

la prctica con la intencin de ayudarlos a resolver ejercicios similares.

La molcula TR2 tiene 22 protones y 24 neutrones. T y R son tomos de elementos

representativos que pertenecen al 2 perodo de la tabla peridica. El tomo del elemento R

tiene 6 electrones externos.

a) Indiquen el nmero atmico de T y el grupo al que pertenece.

b) Escriban el smbolo y la CEE de un tomo cuyo catin monovalente es isoelectrnico con R2-.

c) Indiquen el nmero msico del istopo de T, sabiendo que el ncleo contiene 8 neutrones.

d) Mencionen el tipo y el nmero de partculas con carga elctrica que forman el istopo de T.

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Resolucin

Comenzamos considerando que las letras T y R representan a elementos de la clasificacin

peridica, a los que vamos a identificar al resolver el ejercicio.

a) Como se tiene que indicar el nmero atmico de T y el grupo al que pertenece, primero hay

que conocer qu elemento es T y para determinarlo, se dispone de la siguiente informacin:

La molcula TR2 tiene 22 protones, aportados por los 3 tomos que la forman, en

consecuencia,

el n total de p de TR2 = n p T + 2. n p R = 22

Para despejar el nmero de protones de T de la expresin anterior, tenemos en cuenta que el

tomo de R tiene 6 electrones externos, es decir que es un elemento del grupo 16 VI A (el

nmero de electrones externos coincide con el nmero de grupo en la clasificacin antigua) y,

si pertenece al segundo perodo, los electrones estn distribuidos en dos niveles de energa, es

decir que su CEE es 2s2 2p4. Con este dato y con la tabla peridica, se determina que R es un

tomo del elemento oxgeno (O).

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

Sabemos que R es el oxgeno, entonces, podemos despejar n p de T de la siguiente manera:

n pT = el n total de p de TR2 - 2. n p R = 22 2 . 8 = 22 16 = 6

n p T = 6

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

Rta: ZT=6, grupo 14 IV A

b) En este punto, para escribir el smbolo y la CEE de un tomo cuyo catin monovalente es

isoelectrnico con R2-, comenzamos analizando qu es un catin monovalente y qu significa

el trmino isoelectrnico.

Recuerden que se denomina catin monovalente a una partcula con una carga positiva, debido

a que el nmero de protones es mayor que el nmero de electrones, y simblicamente se

representa por X+. El trmino isoelectrnico significa que tienen el mismo nmero de e. Por

lo tanto, las partculas X+ y R2- son especies isoelectrnicas.

R2- es 8O2-, como el ion tiene dos cargas negativas y 8 p, significa que el nmero de electrones

es mayor que el nmero de protones. Este anin est 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

nmero de protones es mayor que el nmero de electrones (tiene 1 carga positiva sin

compensar). Por lo tanto, en el ncleo hay 11 protones, entonces el tomo X tiene Z= 11

(pues el nmero de protones no se modifica al formarse un ion), el smbolo del elemento que

corresponde a ese Z es Na.

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O dicho de otro modo, para formar un catin monovalente o ion monopositivo, un tomo

pierde 1 electrn, por lo tanto, el tomo tiene 1 e ms que el ion. Si el ion tiene 10 e, el tomo

tiene 11 e y, por ser una partcula elctricamente neutra, tiene 11 protones.

A partir de la CE del tomo de sodio que figura en la tabla peridica, escribimos su CEE.

CE Na: [Ne] 3s1 CEE Na: 3s

1

Rta: Na, CEE 3s1

Es importante destacar que la consigna es escribir el smbolo y la CEE de un

tomo, por lo tanto, es incorrecto escribir el smbolo y la CEE del ion.

c) A continuacin, para escribir el nmero msico del istopo de T, utilizamos la siguiente

expresin:

A = n p + n n

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

A = 6 + 8 = 14

Rta: A=14

d) Por ltimo, para indicar el tipo y el nmero de partculas con carga elctrica que forman el

istopo de T, tenemos en cuenta que las partculas con carga elctrica son los p y los e, porque

los neutrones no poseen carga. Por lo tanto, el tomo 6C tiene 6 p , 6 e.

Rta: 6 p y 6 e

Unidad 2 Uniones qumicas y nomenclatura


En estos apuntes analizamos cules son los distintos tipos de uniones qumicas, cules son las partculas que constituyen la materia y cmo se las representa (frmulas de Lewis, mnimas o moleculares y desarrolladas). Para lo cual utilizamos los niveles de representacin simblico y submicroscpico.

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

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

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Captulo 5: Enlaces qumicos y apndice del captulo 5, en Qumica Bsica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es muy importante que tengan presente que los contenidos que trabajaremos a continuacin son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolucin de ejercicios referentes a: estructura tridimensional, fuerzas de atraccin entre partculas, las propiedades de las sustancias, magnitudes atmicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos inicos y compuestos orgnicos. Recuerden que las frmulas y los nombres de las sustancias se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Qumica.

Uniones qumicas

En el mundo que nos rodea, existen diferentes sustancias: el agua, el dixido de carbono, el oxgeno, la sal de cocina, el azcar de mesa, entre muchsimas otras. Las nicas sustancias que estn constituidas por tomos sin combinarse, son los gases nobles. La mayora de las sustancias estn formadas por otras partculas extremadamente pequeas, molculas o iones, ms estables que los tomos libres, como por ejemplo:

Apuntes de la Unidad 2

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

o molculas (grupos de tomos 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, estn formadas por molculas;

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

o tomos en las redes covalentes: el carbono grafito y el carbono diamante estn formados por tomos.

La explicacin actual para la unin entre tomos se basa en la Regla del octeto. Los tomos se unen entre s compartiendo o transfiriendo electrones, de modo de adquirir la configuracin electrnica del gas noble ms cercano, en general, ocho electrones en el ltimo nivel energtico.

El tipo de partcula que constituye a una sustancia depende de las uniones qumicas. Existen tres tipos fundamentales de uniones qumicas: inica, covalente y metlica. Una forma sencilla de representar iones y tomos en las uniones qumicas, son las estructuras o frmulas de Lewis y las frmulas qumicas (mnimas o moleculares).

Las frmulas qumicas nos brindan informacin acerca de:

o la mnima relacin entre los iones de una unidad frmula o entre los tomos en una molcula (nivel submicroscpico),

o la composicin de las sustancias (nivel macroscpico). En las frmulas, el subndice indica el nmero de partculas de cada elemento (tomos o iones) presentes en una molcula o unidad elemental de esa sustancia, y se denomina atomicidad. Si no se indica el subndice, se lee 1 (uno).

Unin inica

Es la unin caracterstica entre cationes y aniones que se atraen por fuerzas electrostticas de elevada intensidad formando redes cristalinas tridimensionales. A la mnima relacin entre cationes y aniones que se repite en un cristal, se la denomina unidad frmula.

Las sustancias inicas estn constituidas por cationes y aniones, pues como analizamos en la unidad anterior, los tomos de baja energa de ionizacin y de baja electronegatividad tienen alta tendencia a formar cationes (metales), y los tomos de alta energa de ionizacin y de alta electronegatividad tienen alta tendencia a formar aniones (no metales). Los compuestos inicos no estn formados por molculas.

Figura 1. Representacin de esferas del cristal de NaCl: cationes (Na+) y aniones

(Cl) alternados en una estructura cristalina tridimensional.

Este material es utilizado con fines exclusivamente educativos. 2


Qumica En el nivel simblico, se utilizan frmulas de Lewis y mnimas para representar a las unidades frmulas o a las sustancias inicas. La estructura de Lewis de un compuesto inico consiste en la representacin de los iones que lo constituyen. La frmula mnima indica la relacin entre el nmero de cada uno de los iones que forman una unidad frmula.

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

o los smbolos de los elementos que representan al core (ncleo y electrones internos), o la CEE de cada uno de los tomos de los elementos intervinientes, o corchetes encerrando el anin, o smbolos, como por ejemplo: , x, , para representar a los electrones externos o de

valencia,

o signos + y para indicar la carga de los iones. A continuacin, representaremos las frmulas de Lewis del BaCl2 y del Ca3N2:

BaCl2 , cloruro de bario

Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unin qumica. 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 unin qumica es inica.

La estructura de Lewis de un compuesto inico consiste en la representacin de los iones que lo constituyen. La frmula mnima BaCl2 indica que una unidad elemental de cloruro de bario est formada por un catin bario y dos aniones cloruro.

Segn las configuraciones electrnicas externas del bario y del cloro, determinamos las cargas de los iones respectivos:

CEEBa: 6s2 CEEcl: 3s2 3p5

El tomo de bario forma un catin quedando con la configuracin electrnica del gas noble ms prximo (xenn, CEE: 5s2 5p6). Significa que el catin 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 catin. Su smbolo es Ba2+ y su CEE es 5s2 5p6.

Cada tomo de cloro forma un anin que tiene la configuracin electrnica del gas noble ms prximo (Ar, CEE: 3s2 3p6). Significa que el anin que forma el cloro tiene 17 p y 18 e, por lo tanto, queda una carga negativa sin compensar, que le da carga al anin. Su smbolo es Cl- y su CEE es 3s2 3p6.

La estructura de Lewis del BaCl2 es:



Qumica

En las frmulas de Lewis, representamos de manera diferente a los electrones de los distintos tomos (crculos, cruces, etc.) como un recurso didctico. Esto no significa que los electrones sean diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Adems, los electrones siempre se representan por pares y alrededor del smbolo del elemento (como se indica en la figura).

En los compuestos inicos binarios, se representa el anin con los electrones del ltimo nivel encerrados entre corchetes, indicando la carga correspondiente; para el catin, suele indicarse el smbolo y la carga. En una unidad frmula, el nmero 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 unin qumica. En este caso, el calcio es un metal cuya En es 1,0 y el nitrgeno es un no metal de En 3,0, por lo tanto, la unin qumica es inica.

La frmula mnima Ca3N2 indica que una unidad elemental de nitruro de calcio est formada por tres cationes calcio y dos aniones nitruro.

Determinamos las cargas de los iones respectivos teniendo en cuenta las CEE de los tomos de calcio y de nitrgeno:

CEEca: 4s2 CEEN: 2s2 2p3

El tomo de calcio forma un catin quedando con la configuracin electrnica del gas noble ms prximo (Ar, CEE: 3s2 3p6). Significa que el catin 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 catin. Su smbolo es Ca 2+ y su CEE es 3s2 3p6.

Cada tomo de nitrgeno forma un anin que tiene la configuracin electrnica del gas noble ms prximo (nen, CEE: 2s2 2p6). Significa que el anin que forma el nitrgeno tiene 7 p y 10 e, por lo tanto, quedan tres cargas negativas sin compensar, que le dan carga al anin. Su smbolo es N3- y su CEE es 2s2 2p6.

La estructura de Lewis del Ca3N2 es:

En el siguiente cuadro se indica, en forma general, la carga de los iones ms estables de los tomos de los elementos representativos en funcin de su CEE.

Grupo CEE Ion ms estable

1 IA (metales alcalinos) ns1 Catin monovalente X+

2 IIA (metales alcalino-trreos) ns2 Catin divalente X2+

13 IIIA (metales) ns2 np1 Catin trivalente X3+

14 IVA (no metales) ns2 np2 Anin tetravalente X4-



Qumica 15 VA (no metales) ns2 np3 Anin trivalente X3-

16 VIA (no metales) ns2 np4 Anin divalente X2-

17 VIIA (halgenos) ns2 np5 Anin monovalente X-

Unin metlica

Los metales, al igual que los compuestos inicos, no estn formados por molculas. Se considera que un trozo de metal es un conjunto de iones positivos (cationes) inmerso en un mar de electrones mviles. Como los tomos de los metales tienen baja Ei, los electrones externos, es decir, los ms dbilmente unidos al ncleo de cada tomo, se mueven a lo largo de todo el cristal. No estn asociados con ningn ncleo en particular, sino que forman una nube electrnica que pertenece a toda la red cristalina.

Unin covalente

Es la unin caracterstica entre tomos de no metales (existen excepciones, por ejemplo, BeCl2 que se analizar en la Unidad 3). Estos presentan valores de electronegatividad altos y similares, es decir, alta tendencia a atraer electrones en una unin qumica, por lo que los tomos comparten electrones formando molculas, adquiriendo cada tomo, en la mayora de los casos, la CE del gas noble ms cercano.

En el nivel simblico se utilizan frmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares para representar a las molculas o a las sustancias moleculares.

Segn el nmero de pares de electrones compartidos, la unin covalente puede ser simple, mltiple y coordinada o dativa. A continuacin mencionamos sus caractersticas.

o Simple: los tomos comparten un par de electrones. Cada tomo aporta un electrn al par de electrones compartido. Por ejemplo, en una molcula de cloro (Cl2), los tomos estn unidos por una unin covalente simple.

o Mltiple: los tomos comparten dos o tres pares de electrones, denominndose unin covalente doble y triple respectivamente. Por ejemplo, en una molcula de CO2, cada tomo de oxgeno est unido al tomo de carbono por una unin covalente doble.

o Coordinada o dativa: el par de electrones compartido es aportado por uno de los tomos. Por ejemplo, en una molcula de SO2, un tomo de oxgeno est unido al tomo de azufre por una unin covalente dativa y el otro por una unin 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 tomos del mismo elemento, el par electrnico compartido se encuentra equidistante a los ncleos de los tomos porque, al tener el mismo valor de electronegatividad, presentan la misma tendencia a atraer electrones. A



Qumica

este enlace se lo denomina no polar. Por ejemplo, en la molcula de H2 (hidrgeno) el enlace es covalente no polar.

o En un enlace covalente entre 2 tomos de distintos elementos, los electrones se encuentran ms desplazados hacia el tomo ms electronegativo, generando una densidad de carga negativa sobre este y una densidad de carga positiva sobre el tomo menos electronegativo. A tal enlace se lo denomina polar porque hay una distribucin asimtrica de las cargas elctricas alrededor de los ncleos de los tomos que forman la molcula. Por ejemplo, en la molcula de HCl (cloruro de hidrgeno) hay una densidad de carga negativa sobre el tomo de cloro y una densidad de carga positiva sobre el tomo de hidrgeno y esto da origen a un dipolo elctrico.

Cl - H

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

A continuacin, representaremos las frmulas 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 smbolos de los elementos que representan al core (ncleo y electrones internos); o la CEE de cada uno de los tomos de los elementos intervinientes; o smbolos como por ejemplo: , x, , para representar a los electrones externos o de

valencia.

Para representar las frmulas desarrolladas, se indican los smbolos 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 tomo ms electronegativo hacia el menos electronegativo. En los compuestos inicos no corresponde la representacin de las frmulas desarrolladas debido a que no hay pares de electrones compartidos.



Qumica Analizamos algunos ejemplos:

a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3

b) Oxocidos: H2CO3 y HClO4

c) Oxoaniones: , y 2BrO2

3SiO3

4AsO

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

a) Compuestos binarios: HI, NH3 y SO3

HI, yoduro de hidrgeno

Para representar una estructura de Lewis, se analiza el tipo de unin qumica. En este caso, se unen tomos de distintos no metales, por lo tanto, la unin qumica es covalente. La frmula molecular HI indica que una molcula de yoduro de hidrgeno est formada por un tomo de yodo y un tomo de hidrgeno. Para lo cual tenemos en cuenta que:

o la CEE de un tomo de yodo es 5s2 5p5, a cada tomo de yodo le falta 1 electrn para completar el octeto y adquirir la configuracin electrnica del xenn (gas noble ms cercano);

o la CEE de los tomos de hidrgeno es 1s1, es decir que a cada tomo de hidrogeno le falta un electrn para estabilizarse y adquirir la configuracin electrnica del helio (gas noble ms cercano).

o en la molcula de HI, cada tomo aporta 1 electrn formndose una unin covalente simple. De esta manera, ambos tomos adquieren la configuracin electrnica del gas noble ms prximo.

La estructura de Lewis es:

La frmula desarrollada es:

NH3, amonaco

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

o la unin entre estos tomos es covalente; o la frmula molecular NH3 indica que una molcula de amoniaco est formada por un

tomo de nitrgeno y tres tomos de hidrgeno;

o la CEE de un tomo de nitrgeno es 2s2 2p3, a cada tomo de nitrgeno le faltan 3 electrones para completar el octeto y adquirir la configuracin electrnica del nen (gas noble ms cercano);

o la CEE de los tomos de hidrgeno es 1s1, es decir que a cada tomo de hidrogeno le falta un electrn para estabilizarse y adquirir la configuracin electrnica del helio (gas noble ms cercano). Por lo tanto, en la molcula de NH3 el tomo de nitrgeno se une a cada tomo de hidrgeno por una unin covalente simple, adquiriendo ambos tomos la estabilidad.



Qumica La estructura de Lewis es:


SO3, trixido de azufre

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

o la unin entre estos tomos es covalente; o la frmula molecular SO3, indica que una molcula de trixido de azufre est formada

por un tomo de azufre y tres tomos de oxgeno.

o la CEE de un tomo de azufre es 3s2 3p4, a cada tomo de azufre le faltan 2 electrones para completar el octeto y adquirir la configuracin electrnica del argn (gas noble ms cercano);

o la CEE de un tomo de oxgeno es 2s2 2p4, a cada tomo de oxgeno le faltan 2 electrones para completar el octeto y adquirir la configuracin electrnica del nen (gas noble ms cercano).

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



b) Oxocidos: H2CO3 y HClO4

A continuacin, representamos las frmulas de Lewis y desarrolladas de algunas molculas constituidas por tres elementos, por ejemplo: H2CO3 y HClO4. Para representarlas, es conveniente tener en cuenta:

o que ambas molculas estn formadas por tomos de no metales, por lo tanto, la unin es covalente;

o las CEE de cada uno de los tomos involucrados; o la distribucin de los tomos en funcin de la electronegatividad (un tomo de oxgeno

est unido a un tomo de un no metal y a un tomo de hidrgeno por uniones covalentes simples).



Qumica H2CO3, cido carbnico

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

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

En los oxocidos, cada tomo de oxgeno est unido a un tomo de hidrgeno y al tomo del no metal (que no es oxgeno ni hidrgeno) debido a los valores de electronegatividad.

En el H2CO3 el smbolo del no metal, en este caso el carbono, se ubica en el centro rodeado de los smbolos de los tomos de oxgeno y el smbolo del hidrgeno se ubica al lado del oxgeno.

Para representar los electrones, conviene colocar primero el electrn del tomo de hidrgeno, luego, los correspondientes al tomo de oxgeno, que est unido al tomo de hidrgeno, y los electrones del tomo del carbono; se establecen dos uniones covalentes simples, una entre el hidrgeno y el oxgeno (H-O) y otra entre el oxgeno y el carbono (O-C). De esta manera, el tomo de hidrgeno adquiere la CEE de los tomos del gas noble ms prximo (He), y el tomo de oxgeno (unido al de hidrgeno) adquiere la CEE de los tomos del gas noble ms prximo (Ne).

Se repite esta secuencia para representar los electrones de los otros tomos de hidrgeno y oxgeno unidos entre s al carbono. Para que el tomo de carbono adquiera la CEE de los tomos del gas noble ms prximo (Ne), se necesita dos electrones, por eso, establece una unin covalente doble con el otro tomo de oxgeno, alcanzando ambos el octeto electrnico.


De esta forma, cada tomo adquiere el nmero de electrones externos de los tomos del gas noble ms prximo: 2 para el H, 8 para el O y 8 para el C.


HClO4, cido perclrico

Se sigue la misma secuencia. Las CEE de los tomos de los elementos involucrados son:

CE H: 1s1 CEECl: 3s2 3p5 CEEO: 2s2 2p4



Qumica La estructura de Lewis es:


En una molcula de HClO4, hay: 1 unin covalente simple H O, 1 unin covalente simple

O Cl y 2 uniones covalentes dativas Cl O.

c) Oxoaniones: , y 2BrO2

3SiO3

4AsO

Para representar las estructuras de Lewis, es conveniente:

o ubicar en el centro, el smbolo del tomo del elemento que no es oxgeno y rodearlo con tantos tomos de oxgeno como indica la frmula;

o representar, en un tomo de oxgeno, un electrn 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 tomo de oxgeno que tiene el electrn que le da la carga al

anin, y los del no metal, de manera que se establezca una unin covalente simple entre ambos;

o representar los electrones de los dems tomos de oxgeno (si los hubiera). El tipo de unin que se establece entre estos y el no metal depende de su CEE, del nmero de tomos de oxgeno en el anin y del nmero de cargas negativas. En la mayora de los oxoaniones, tanto el tomo del no metal como los tomos de oxgeno, adquieren el octeto electrnico.

La estructura de Lewis del

es: 2BrO


es: 23SiO


es: 34AsO



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

Para representar estructuras de Lewis de las oxosales, tenemos en cuenta que son compuestos ternarios inicos, formados por cationes y oxoaniones y que la suma de las cargas de cationes y aniones en una unidad frmula 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 frmula de la sal, se deduce que en una unidad frmula, por cada catin Mg2+, hay dos

aniones . La estructura de Lewis es: 3IO

Al2(CO3)3, carbonato de aluminio

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

tres aniones . La estructura de Lewis es: 23CO

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

Tipo de sustancia Tipo de partcula Ejemplos

Inica Cationes y aniones CuSO4, NaOH, KNO3, CaO

Metlica

Cationes (ncleo y electrones internos) y electrones externos

mviles.

Cu, Au, Fe, Al

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

Nmero de oxidacin y nomenclatura

Existen diferentes reglas para asignar los nmeros de oxidacin de los elementos y varias nomenclaturas aceptadas, sugerimos consultar el apndice del captulo 5 del texto Qumica Bsica para estudiarlas.

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



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


A continuacin les proponemos una serie de preguntas que deberan poder responder despus de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

Cules son las caractersticas de los distintos tipos de uniones qumicas?

Qu tipo de partculas constituyen a las distintas sustancias?

Qu representan las frmulas mnimas, las moleculares, y los diferentes trminos utilizados en las estructuras de Lewis?

A qu se denomina polaridad de un enlace?

Qu es el momento dipolar?

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


Qumica

Unidad 3 Fuerzas de atraccin entre partculas y propiedades fsicas de las sustancias


En estos apuntes relacionamos la estructura de las partculas (nivel submicroscpico) y las propiedades fsicas de las sustancias (nivel macroscpico), para lo cual identificamos a las partculas que constituyen a una sustancia, la forma y la polaridad de las molculas y el tipo de fuerzas de atraccin entre las partculas. Es importante tener en cuenta que para lograr predecir y/o explicar las propiedades fsicas 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 molculas diatmicas

Geometra molecular

Polaridad de molculas de tres o ms tomos

Geometra de iones poliatmicos

Fuerzas de atraccin entre partculas

Propiedades de las sustancias

Relacin entre la estructura qumica y las propiedades de las sustancias

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

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Captulo 6: La forma de las molculas y sus interacciones, en Qumica Bsica, Buenos Aires, Editorial CCC Educando.

Es muy importante que recuerden que los contenidos presentados a continuacin, son fundamentales para analizar e integrar los temas correspondientes al resto de las unidades y son aplicados en la resolucin de ejercicios referentes a: magnitudes atmicas y moleculares, soluciones acuosas de compuestos inicos y compuestos orgnicos. Tengan en cuenta que las frmulas y los nombres de las sustancias, se utilizan en el desarrollo de todos los temas de Qumica.


Qumica


Estructura tridimensional

La estructura tridimensional es la disposicin y el orden de los tomos en una molcula y, en el caso de los slidos cristalinos, de las partculas (molculas, iones o tomos) que los forman. En esta seccin analizamos, en particular, la forma de las molculas.

Polaridad de molculas diatmicas

Hemos visto, en la Unidad 2, que un enlace covalente es polar cuando existe cierta diferencia de electronegatividad entre los tomos de los elementos que forman la unin. La magnitud que mide la polaridad de un enlace o de una molcula como un todo es el momento dipolar () y la unidad en que se mide es el Debye (D). El momento dipolar est relacionado con la intensidad de las cargas y la distancia que las separa en un enlace qumico y es una magnitud vectorial, es decir que se representa mediante un vector que tiene mdulo (intensidad), direccin y sentido.

El mdulo 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

= q. d

2

Si una molcula es diatmica, tiene un solo enlace y su polaridad coincide con la polaridad de dicho enlace. Si el enlace es no polar, como ocurre en las molculas de la sustancia cloro (Cl2), la distribucin simtrica de los electrones determina que la molcula sea no polar.

Si el enlace es polar, la distribucin de los electrones que forman la nube electrnica es asimtrica. Esto se debe a que el tomo ms electronegativo atrae con mayor intensidad a los electrones del enlace, generndose un dipolo permanente.

Figura 2. Figura 3. Modelo de esferas de la Estructura de

molcula de ClLewis de Cl 22

Figura 4. Dipolo


Qumica


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

Figura 5. Estructura Figura 6. Modelo de esferas

3

de Lewis de HCl de la molcula de HCl

Para determinar la polaridad de las molculas formadas por ms de tres tomos, tenemos en cuenta que el momento dipolar de la molcula (T) es la suma de los vectores que representan los momentos dipolares de cada uno de los enlaces.

Recordamos que, cuando se suman vectores, el mdulo y la direccin del vector suma dependen del ngulo que estn formando dichos vectores. Por lo tanto, el momento dipolar total de una molcula con ms de un enlace depende de la disposicin en el espacio de dichos enlaces, para lo cual, es importante conocer la geometra de la molcula.

Geometra y polaridad de molculas de tres o ms tomos

En la Unidad 2 hemos visto que las estructuras de Lewis nos brindan informacin acerca de cmo se unen los tomos para formar las molculas. Sin embargo, no muestran la distribucin de los tomos en el espacio (geometra). Existen formas experimentales para determinar la distribucin de los tomos que constituyen a las molculas y teoras que permiten predecirlas, como, por ejemplo, la Teora de repulsin de pares de electrones de valencia (TRePEV) que se basa en los siguientes postulados:

o El factor ms importante para determinar la geometra de una partcula (molcula o ion) es el nmero de pares de electrones de valencia o externos del tomo central.

o Dichos pares de electrones se distribuyen en el espacio de manera tal que la distancia entre estos sea la mxima posible (lo ms lejos posible) para que la repulsin entre estos sea la mnima posible.

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

o A los efectos de determinar la geometra, las uniones mltiples (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 teora a diferentes ejemplos, tenemos en cuenta que:

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


Qumica


4

o La distribucin o geometra electrnica (GE) es la disposicin espacial que adoptan todos los pares de electrones externos del tomo central, libres o compartidos. La geometra electrnica no es la geometra real de la molcula o del ion, sino que es un instrumento para determinarlas.

o La geometra molecular (GM) es la disposicin que adoptan en el espacio los tomos que forman a la molcula. Es decir, es la geometra (forma) de la molcula.

o La geometra del ion (GI) es la disposicin que adoptan en el espacio lo tomos que forman al ion.

o La geometra est determinada por los pares de electrones que rodean al tomo central y no por los electrones que rodean al resto de los tomos que forman la molcula o ion.

o Los pares de electrones no compartidos ocupan ms espacio que los pares de electrones compartidos, modificando el ngulo de enlace entre los tomos de la molcula.

A partir de los postulados de TRePEV, es posible predecir, en general, la geometra de diversas partculas (molculas y iones). En esta materia, analizaremos solamente aquellas en las que existe un tomo central. En el siguiente cuadro, podemos ver las geometras posibles para molculas o iones formados por tres, cuatro o cinco tomos.

Nmero de tomos por molcula o ion

Geometra

3

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

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

4

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

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

5 Tetradrica (el tomo central no presenta pares de electrones sin compartir)

A continuacin, presentamos una serie de ejemplos en los que analizamos la geometra y la polaridad de algunas molculas, organizados del siguiente modo:

a) Molculas en las que todos los electrones de valencia del tomo central estn compartidos.


Qumica


b) Molculas en las que los tomos unidos al tomo central son diferentes.

c) Molculas en las que el tomo central no cumple la regla del octeto.

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

Importante

Para determinar la geometra y la polaridad las molculas, es conveniente dibujar sus estructuras de Lewis.

a) Molculas en las que todos los electrones de valencia del tomo central estn compartidos

Ejemplo 1: CO , dixido de carbono 2

En las molculas de dixido de carbono, el tomo

5

central es el carbono y est unido a los tomos de oxgeno 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 tomo central. La disposicin

que permite la mnima repulsin es aquella en la que los grupos o pares de electrones se ubican formando un ngulo de 180 entre s (-C-), determinando una geometra electrnica lineal.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del tomo de carbono, la geometra electrnica y la molecular coinciden, siendo ambas lineales.

La molcula de dixido 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 molcula de CO2


Qumica


A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. Cada enlace entre el tomo de carbono y un tomo de oxgeno (C=O) es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en mdulo y direccin pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (

6

T = 0 D) y la molcula es no polar. La geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de carbono y los tomos de oxgeno (O=C=O) es de 180.

Ejemplo 2: SO3, trixido de azufre

En las molculas de trixido de azufre, el tomo central es el azufre y est unido a los tomos de oxgeno 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 tomo central. La disposicin que permite la mnima repulsin es aquella en la que los grupos de electrones se ubican formando un ngulo de 120 entre s,

determinando una geometra electrnica plana triangular.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del tomo de azufre, la geometra electrnica y la molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

La molcula de trixido de azufre puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

=

Figura 9. Polaridad de la molcula de CO2

Figura 10. Estructura de Lewis de SO3

Figura 11. Modelo de esferas de la molcula de SO3

T 1 + 2

= 0D T


Qumica


A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. La misma tiene tres enlaces S-O polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en mdulo y distintos en direccin y sentido, por lo tanto, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (

7

=

T = 0 D) y la molcula es no polar. La geometra determina que el ngulo de

enlace () entre el tomo de azufre y dos tomos de oxgeno (O-S-O) es de 120.

Ejemplo 3: CCl4, tetracloruro de carbono

En las molculas de tetracloruro de carbono, el tomo central es el carbono y est unido a los tomos de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del tomo central. La disposicin que permite la mnima repulsin es aquella en la que los pares de electrones se ubican formando un ngulo de 109,5 entre s, determinando una geometra electrnica tetradrica.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del tomo de carbono, la geometra electrnica y la molecular coinciden, siendo ambas tetradricas.

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

T 1 + 2 + 3 = 0 D

Figura 12. Polaridad de la molcula de SO3

Figura 13. Estructura de Lewis de CCl4

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


Qumica


A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. La misma tiene cuatro enlaces C-Cl polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en mdulo y distintos en direccin y sentido. Entonces, por la disposi-cin en el espacio, el momento dipolar total resulta ser nulo (

8

T = 0 D) y la molcula es no polar. La geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de carbono y dos de los tomos de cloro (Cl-C-Cl) es de 109,5.

b) Molculas en las que los tomos unidos al tomo central son diferentes

Ejemplo: CH3Cl, clorometano o cloruro de metilo

En las molculas de cloruro de metilo, el tomo central es el carbono y est unido a tres tomos de hidrgeno y a un tomo de cloro por medio de cuatro enlaces covalentes simples. Por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos alrededor del tomo central. La disposicin que permite la mnima repulsin es tetradrica.

Como no hay pares de electrones libres alrededor del tomo de carbono, la geometra electrnica y la molecular coinciden, siendo ambas tetradricas.

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

T = 1 + 2 + 3 + 4

T = 0 D

Figura 15. Polaridad de la molcula de CCl4

Figura 16. Estructura de Lewis de Cl CH3

Figura 17. Modelo de esferas de la molcula de CH3Cl


Qumica


A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. 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 mdulo. Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (

=

9

T 0 D) y la molcula es polar.

c) Molculas en las que el tomo central no cumple la regla del octeto

Ejemplo 1: BeCl2, cloruro de berilio

En las molculas de cloruro de berilio, el tomo central es el berilio y posee dos pares de electrones compartidos, entonces, la geometra electrnica es lineal. Como no hay pares de electrones libres, sobre el tomo de berilio, la geometra electrnica y la geometra molecular coinciden, siendo ambas lineales.

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

A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. Cada enlace entre el tomo de berilio y un tomo de cloro es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos enlaces son iguales en mdulo y direccin, pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial

T 1 + 2 + 3 + 4 0 D T

Cl Figura 18. Polaridad de la molcula de CH3

Figura 19. Estructura de Lewis de BeCl2

Figura 20. Modelo de esferas de

la molcula de BeCl2

=

Figura 21. Polaridad de la molcula de BeCl2

T 1 + 2 = 0D T


Qumica


de los mismos es nula (T = 0 D) y la molcula es no polar. La geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de berilio y los tomos de cloro (Cl-Be-Cl) es de 180.

trifluoruro de boro Ejemplo 2: BF ,3

En las molculas de trifluoruro de boro el tomo central es el boro y posee tres pares de electrones compartidos, entonces, la geometra electrnica es plana triangular.

Como no hay pares de electrones libres, sobre el tomo de boro, la geometra electrnica y la geometra molecular coinciden, siendo ambas planas triangulares.

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Figura 22. Estructura de Lewis de BF3

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

Figura 23. Modelo de esferas de

la molcula de BF 3

A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. La misma tiene tres enlaces B-F polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en mdulo y distintos en direccin y sentido, por lo tanto, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (T = 0 D) y la molcula es no polar. Esta geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de boro y dos de los tomos de fluor (F-B-F) es de 120.

T = 1 + 2 + 3 = 0 D T

Figura 24. Polaridad de la molcula de BF 3


Qumica


d) Molculas en las que el tomo central tiene pares de electrones libres

Ejemplo 1: SO , dixido de azufre 2

En esta molcula existe un enlace doble que, a efectos de determinar la geometra consideramos como simple, por

lo tanto, hay tres grupos o pares de electrones alrededor del tomo de azufre, que es el tomo central, entonces, la geometra electrnica es plana triangular. Como uno de los pares de electrones no est compartido con otro tomo, la geometra molecular, determinada por los tres tomos que forman la molcula, resulta ser angular.

Figura 25. Estructura de Lewis de SO2

La molcula de dixido de azufre puede representarse,

por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:

Figura 26. Modelo de esferas

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de la molcula de SO2

A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. Cada enlace entre el tomo de azufre y un tomo de oxgeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual mdulo y distinta direccin. Entonces, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (

T 0 D) y la molcula es polar. Esta geometra molecular determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de azufre y los tomos de oxgeno (O-S-O) es menor que 120.

T = 1 + 2 0 D T

Figura 27. Polaridad de la molcula de SO2


Qumica


12

Ejemplo 2: NH , amonaco 3

En esta molcula existen cuatro pares de electrones alrededor del tomo de nitrgeno, que es el tomo central, entonces, la geometra electrnica es tetradrica. Como uno de los pares de electrones no est compartido con otro tomo, la geometra molecular, determinada por los cuatro tomos que forman la molcula, resulta ser piramidal. Figura 28. Estructura de Lewis de NH3

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


de la molcula de NH3

A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. Cada enlace entre cada tomo de hidrgeno y el tomo de nitrgeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual mdulo y distinta direccin. Entonces, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (T 0 D) y la molcula es polar. Esta geometra molecular determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de nitrgeno y dos de los tomos de hidrgeno (H-N-H) es menor que 109,5.

Ejemplo 3: H2O, agua

En esta molcula existen cuatro pares de electrones alrededor del tomo de oxigeno, que es el tomo central, entonces, la geometra electrnica es tetradrica. Como dos de los pares de electrones no estn compartidos con otros tomos, la geometra molecular, determinada por los tres tomos que forman la molcula, resulta ser angular.

T = 1 + 2 + 3 = 0 D T

Figura 30. Polaridad de la molcula de NH3

Figura 31. Estructura de Lewis de H2O


Qumica


La molcula de agua puede representarse, por ejemplo, mediante el siguiente modelo molecular:


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de la molcula de H O 2

A partir de la geometra molecular, determinamos la polaridad de la molcula. Cada enlace entre cada tomo de hidrgeno y el tomo de oxgeno es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces tienen igual mdulo y distinta direccin. Entonces, por la disposicin en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (

= +T 1 2

= 0 D T T 0 D) y la molcula es polar. Esta geometra molecular

determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de oxgeno y los tomos de hidrgeno (H-O-H) es menor que 109,5.

Figura 33. Polaridad de la molcula O de H2

En sntesis, acerca de la polaridad de las molculas recordamos que:

Una molcula diatmica es no polar, si los tomos que la forman son iguales. Una molcula diatmica es polar, si los tomos que la forman son distintos. Una molcula de 3 o ms tomos es no polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces es nula (T = 0 D). Si los tomos que rodean al tomo central son iguales, las polaridades de los enlaces tambin lo son (los vectores momento dipolar tienen igual mdulo) y, debido a la geometra de la molcula (lineal, triangular, tetradrica), el momento dipolar total ser igual a cero Debye. Es importante tener en cuenta que aunque cada uno de los enlaces presentes sean polares, la molcula puede ser no polar.

Una molcula de 3 o ms tomos es polar, si la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces no es nula ( 0 D). Esto se da en las siguientes situaciones: T

o Si los tomos que rodean al tomo central son iguales, las polaridades de los enlaces tambin lo son y, debido a la geometra de la molcula (angular o piramidal), el momento dipolar total es distinto de cero Debye.

o Si los tomos que rodean al tomo central son de elementos diferentes, las polaridades de los enlaces no son iguales (los vectores momento dipolar no tienen igual mdulo). Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula, independientemente de la geometra molecular. El momento dipolar total es distinto de cero ( 0 D), la molcula es polar. T


Qumica


Geometra de iones poliatmicos

Como ya mencionamos, la geometra del ion es la disposicin que adoptan en el espacio los tomos que forman al ion y puede determinarse a partir de la Teora de repulsin de pares de electrones de valencia. A continuacin, analizamos algunos ejemplos.

+

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Ejemplo 1: NH , catin amonio 4

Alrededor del tomo de nitrgeno, que es el tomo central, hay cuatro pares de electrones compartidos, lo que determina que la geometra electrnica sea tetradrica y la geometra del ion, tambin. Esta geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de nitrgeno y dos de los tomos de hidrgeno (H-N-H) es igual a 109,5.

Figura 34. Estructura de Lewis +de NH4

Ejemplo 2: H3O+, ion oxonio (hidronio)

Alrededor del tomo de oxgeno, que es el tomo central, hay cuatro pares de electrones, lo que determina que la geometra electrnica sea tetradrica. De esos cuatro pares de electrones, solo tres se encuentran compartidos con tomos de hidrgeno. Uno de los pares de electrones est sin compartir, por lo que la geometra del ion es piramidal. Esta geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de oxgeno y dos de los tomos de hidrgeno (H-O-H) se aproxime a 109,5.

Figura 35. Estructura de Lewis

+de H O3

Ejemplo 3: , ion sulfito 2-3SO

Alrededor del tomo de azufre, que es el tomo central, hay cuatro pares de electrones, lo que determina que la geometra electrnica sea tetradrica. Uno de los cuatro pares de electrones queda sin compartir, en consecuencia, la geometra del in resulta ser piramidal. Esta geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de azufre y dos de los tomos de oxgeno (O-S-O) se aproxime a 109,5.

Figura 36. Estructura de Lewis de 2-3SO


Qumica

Est lusivamente educativos.

Ejemplo 3: , ion nitrito -2NO

Alrededor del tomo de nitrgeno, que es el tomo central, hay tres grupos o pares de electrones, lo que determina que la geometra electrnica sea triangular. Un par de electrones queda sin compartir, en consecuencia, la geometra del ion resulta ser angular. Esta geometra determina que el ngulo de enlace () entre el tomo de nitrgeno y los tomos de oxgeno (O-N-O) se aproxime a 109,5.

Figura 37. Estructura de Lewis de

-2NO

Importante

No es correcto aplicar el concepto de polaridad a los iones, debido a que stos son partculas con carga elctrica.

Fuerzas de atraccin entre partculas

El estado fsico en que se presentan las sustancias, a determinada temperatura y determinada presin, y algunas propiedades fsicas, como el punto de fusin y el punto de ebullicin, estn relacionadas con la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las partculas (tomos, molculas o iones) que las forman. Dichas fuerzas son de origen electrosttico y su intensidad depende del tipo de partculas que interactan.

Las partculas que forman a las sustancias inicas son cationes y aniones alternados que se mantienen unidos en una red cristalina tridimensional, logrando la mxima atraccin entre las cargas de distinto signo (atraccin electrosttica entre cargas opuestas).

e material es utilizado con fines exc15

Figura 38. Representacin de la red

cristalina de NaCl


Qumica


Las partculas que forman a las sustancias metlicas son cationes (ncleo y electrones internos) y electrones externos mviles que se atraen por fuerzas electrostticas.

Figura 39. Representacin de una red metlica

Las partculas que forman a las redes covalentes son tomos unidos por enlaces covalentes.

Figura 40. Representacin de red

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covalente del grafito

Las partculas que forman a las sustancias moleculares son molculas que se atraen por fuerzas intermoleculares o

fuerzas de Van Der Waals. Las molculas se mantienen unidas entre s por atraccin electrosttica entre los polos de carga opuesta.

Figura 41. Representacin de la red cristalina del hielo

A continuacin, mencionamos las caractersticas de las distintas fuerzas intermoleculares:

a) fuerzas de London o fuerzas de dispersin,

b) fuerzas dipolo-dipolo,

c) interaccin por puente de hidrgeno.


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a) Fuerzas de London o fuerzas de dispersin

Estas fuerzas estn presentes entre las molculas de todas las sustancias (polares y no polares) y entre los tomos de los gases nobles.

La atraccin entre molculas no polares y de los tomos de los gases nobles se explica por la formacin de dipolos transitorios. Debido al movimiento de los electrones en determinado momento, se origina una distribucin asimtrica de la nube electrnica, quedando una densidad de carga negativa en un extremo y una densidad de carga positiva en el otro. Es decir, se genera en la molcula un dipolo transitorio que, a su vez, induce otro dipolo transitorio en la molcula vecina, de este modo, las molculas se unen por atraccin electrosttica entre los extremos de densidad de carga opuesta.

A mayor tamao de las nubes de electrones, ms se polarizan las molculas (mayor distorsin de las nubes electrnicas) y ms intensas son las fuerzas de London.

A continuacin, presentamos ejemplos de sustancias cuyas partculas se atraen por este tipo de fuerzas.

Ejemplo 1: He, helio

Los gases nobles, como el helio, estn formados por tomos.

Figura 42. Representacin de la atraccin entre tomos de He.

En este esquema se muestra la distorsin de las nubes electrnicas al acercarse dos tomos de He. La atraccin electrosttica, en este caso, es debida a la formacin de dipolos transitorios.

Ejemplo 2: halgenos

Por qu el flor (F2) es gaseoso a temperatura ambiente y a presin atmosfrica normal? Por qu el bromo (Br ) es lquido y el iodo (I

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2 2), slido en las mismas condiciones?

Estas sustancias estn constituidas por molculas diatmicas no polares que se encuentran atradas nicamente por fuerzas de London. Como ya sealamos, su intensidad depende del


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tamao de las nubes electrnicas. Por lo tanto, determinamos el nmero de electrones de las molculas que las forman:

o una molcula de F2 tiene 18 electrones,

o una molcula de Br2 tiene 70 electrones,

o una molcula de I2 tiene 106 electrones.

Es evidente que las nubes electrnicas de las molculas de iodo son las de mayor tamao. Por lo tanto, son ms polarizables, y las fuerzas de London que actan entre estas son ms intensas. De ah que el iodo sea slido a temperatura ambiente y a presin atmosfrica normal.

Aplicamos el mismo razonamiento para el caso del bromo, cuyas molculas tienen nubes de electrones de menor tamao que las del yodo. Las fuerzas de London que actan entre estas son menos intensas y, como consecuencia, a temperatura ambiente y a presin atmosfrica normal, el bromo se presenta en estado lquido.

En el caso del flor, las molculas son menos polarizables porque sus nubes electrnicas son ms pequeas (en comparacin con las del iodo y del bromo), en consecuencia, menor es la intensidad de las fuerzas de London. A temperatura ambiente y a presin atmosfrica normal, es un gas.

b) Fuerzas dipolo-dipolo o atraccin entre dipolos permanentes

Estas interacciones se producen solo entre molculas

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polares. Las molculas se mantienen unidas entre s por atraccin electrosttica entre los polos de carga opuesta. En este caso, la intensidad de estas fuerzas es directamente proporcional a la polaridad de las molculas.

Los polos opuestos de molculas distintas se atraen, aumentando, as, la interaccin entre estas.

Figura 43. Representacin de la atraccin entre dipolos

c) Interaccin por puente de hidrgeno

Este tipo de fuerzas se da entre las molculas polares que poseen un tomo de hidrgeno unido a un tomo de un elemento muy electronegativo (como el F, el O o el N). Debido a la gran diferencia de electronegatividad, el par de electrones compartido est ms intensamente atrado por el tomo ms electronegativo, generando sobre este una zona de alta densidad de carga negativa y quedando sobre el tomo de hidrgeno una zona de alta densidad de carga positiva. Esto determina que haya una intensa atraccin entre el extremo de

Figura 44. Representacin de la atraccin por puente de hidrgeno entre molculas de agua


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densidad de carga positiva (sobre tomo de H) de una molcula y el extremo de densidad de carga negativa (tomos de F, O o N) de la molcula vecina.

En sntesis:

Las fuerzas de atraccin electrostticas entre cationes y aniones son mucho ms intensas que cualquiera de las atracciones intermoleculares.

La intensidad de las fuerzas intermoleculares depende del tamao de la nube electrnica, de la forma, de la polaridad y de la contribucin de los distintos tipos de fuerzas.

Las fuerzas intermoleculares no actan de manera independiente, ya que cada tipo de fuerza contribuye a la atraccin total.

Las fuerzas de atraccin son las responsables de mantener atradas a las partculas (tomos, molculas o iones) cuando una sustancia se encuentra en el estado lquido o slido.

En el estado gaseoso, las partculas poseen una elevada energa cintica, por lo que las fuerzas de atraccin no son efectivas.

Propiedades de las sustancias

Algunas de las propiedades fsicas de las sustancias que analizamos son: el estado fsico, el punto de fusin, el punto de ebullicin, la solubilidad y la conductividad elctrica.

Las sustancias pueden presentarse, bsicamente, en tres estados de agregacin: slido, lquido y gaseoso, dependiendo de la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las partculas que las forman.

El punto de ebullicin (PEb) es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado lquido al estado gaseoso (ms precisamente es la temperatura a la cual la presin de vapor del lquido es igual a la presin del medio que rodea al lquido y, en esas condiciones, se puede formar vapor en cualquier punto del lquido). Para que este cambio de estado se produzca, es necesario que las partculas adquieran la energa cintica suficiente para separarse, de tal modo que no existan fuerzas de atraccin entre ellas. Cuanto ms intensas sean las fuerzas de atraccin entre las partculas, mayor ser la energa necesaria para separarlas y, por lo tanto, mayor ser el punto de ebullicin.

El punto de fusin (PF) es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado slido al estado lquido. Para que este cambio de estado se produzca, es necesario que las partculas adquieran la energa cintica suficiente para trasladarse unas sobre otras. Cuanto ms intensas sean las fuerzas de atraccin entre las partculas, mayor ser la energa necesaria para producir el cambio de estado.


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Para que una sustancia sea soluble en otra (se disuelva) se tienen que establecer fuerzas de atraccin entre las partculas que las forman.

Una sustancia conduce la corriente elctrica si posee partculas con carga elctrica (iones o electrones) mviles, es decir, que puedan trasladarse.

A continuacin, analizamos las propiedades mencionadas de los distintos tipos de sustancias (metlicas, inicas y moleculares) y relacionndolas con sus estructuras qumicas.

Sustancias metlicas

Las propiedades de los metales varan ampliamente. En forma general, puede decirse que los metales:

Poseen brillo caracterstico. Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a que poseen electrones mviles. Son dctiles y maleables, es decir, pueden reducirse a lminas o a hilos. Son slidos a temperatura y a presin ambiente, excepto el mercurio, debido a que se establecen atracciones electrostticas de elevada intensidad entre cationes y electrones.

Tienen puntos de fusin y de ebullicin que abarcan un amplio rango de temperaturas (PF hierro: 1535 C; PF estao: 232 C; PF cesio: 28,6 C).

Son insolubles en agua. Algunos reaccionan con esta.

Sustancias inicas

Algunas de sus propiedades caractersticas son:

Tienen puntos de fusin y de ebullicin elevados y son slidos a temperatura y a presin ambiente, debido a que los iones se encuentran atrados por fuerzas de elevada intensidad.

Son solubles en solventes polares como el agua. En este caso, se presentan interacciones entre los iones y las molculas de agua, como se muestra en el siguiente esquema:


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Figura 45. Representacin de la disolucin de la sal (NaCl) en agua

Son buenos conductores de la corriente elctrica, fundidos (en estado lquido) y en solucin acuosa (disueltos en agua), porque los iones tienen movilidad. En estado slido, no conducen la corriente elctrica, debido a que los iones no tienen movilidad.

Sustancias moleculares

Algunas propiedades de las sustancias moleculares son:

Tienen puntos de fusin y de ebullicin relativamente bajos. A temperatura ambiente, pueden presentarse en estado gaseoso, lquido o slido dependiendo de la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Generalmente son solubles en solventes polares, si son polares, y en solventes no polares, si son no polares.

No conducen la corriente elctrica, ya que los electrones estn comprometidos en los enlaces entre los tomos, es decir, no tienen libertad de movimiento.

Relacin entre la estructura qumica y las propiedades de las sustancias

Para relacionar las propiedades de las sustancias con su estructura es conveniente tener en cuenta la siguiente secuencia:

Identificar el tipo de sustancia (inica, molecular o metlica) y las partculas que la forman. Dibujar la estructura de Lewis.

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Qumica


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Indicar el nmero de electrones, la geometra y la polaridad de las molculas, en las sustancias moleculares.

Indicar para cada sustancia el tipo de fuerza de atraccin entre las partculas que la forman. Comparar la intensidad de las fuerzas de atraccin entre las partculas de distintas sustancias.


A continuacin les proponemos una serie de preguntas que deberan poder responder despus de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

Cules son las ideas que hay que tener en cuenta para determinar la forma de una molcula?

Qu diferencia existe entre la geometra electrnica y la geometra de una partcula (molcula o ion)?

Qu conceptos son necesarios para determinar la polaridad en molculas diatmicas y en molculas de tres o ms tomos?

Cul es

química en apuntes (completo)

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