Uniones químicas o enlaces químicos En la naturaleza es muy difícil encontrar átomos libres de los diferentes elementos ya que la gran mayoría (excepto los átomos de los gases nobles) son muy inestables y rápidamente buscan estabilizarse formando uniones químicas con otros átomos Cuando se unen entre sí dos o más átomos se forma un compuesto. La unión entre dos átomos se llama enlace químico.

Electrones de valencia La unión química es una interacción entre electrones de valencia entre dos o más átomos. Los electrones de valencia son los electrones del último nivel (aquellos que pueden participar de la unión) El químico Estadounidense Lewis estableció una manera de representar las uniones químicas. Esta consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por electrones químicamente importantes, es decir los más externos. Cada electrón se representa por puntos, rayas o cruces.

Estructura de Lewis para alguno elementos, según electrones de valencia

Teoría del octeto Propuesta por Lewis (1916). Plantea que los átomos al reaccionar, tienden a adquirir una estructura estable, es decir, toman la configuración externa del gas noble más próximo en la tabla periódica. Los no metales tienden a parecerse al gas noble más cercano siguiente a ellos, quedando con su órbita más externa con ocho electrones. Los metales tienden a parecerse al gas noble mas cercano anterior a ellos, quedando con una su órbita más externa con ocho electrones, con excepción de algunos átomos que toman la configuración externa del helio y completan su órbita con 2 electrones

Electronegatividad En una unión química los núcleos de los átomos muy pequeños y cargados atraen con fuerza a los electrones, mientras que los de los átomos grandes lo hacen débilmente. Esta capacidad para atraer a los electrones en una unión química se denomina electronegatividad. - electronegativos + electronegativos + electronegativos - electronegativos

Estado de oxidación o número de oxidación Cuando los átomos se unen intercambian o comparten electrones; en general lo hacen de forma tal que completan su último nivel. Los números de oxidación especifican cuántos electrones podrá ceder, tomar o compartir cada átomo cuando reaccione químicamente., es decir, los electrones que el elemento pone en «juego» en la unión. Esos números están acompañados por el signo + o – que indicarán si el átomo atrae o rechaza los electrones.

Tipos de uniones químicas Teniendo en cuenta el concepto de electronegatividad, podemos entender la existencia de los tres tipos de uniones químicas, de acuerdo a la fuerza con que los átomos atraen los electrones de valencia.   Electronegatividad Muy diferentes (uno alta y el otro baja) Unión iónica (con intercambio de electrones) Poca diferencia Ambos con alta electronegatividad Unión covalente (comparten electrones) Ambos con baja electronegatividad Unión metálica

Enlace covalente Los átomos comparten pares de electrones y forman moléculas. Esta unión se da entre átomos de elementos no metálicos con alta electronegatividad. Los electrones compartidos siempre se presentan de a pares, pudiendo los átomos compartir uno o más pares de electrones. Son sustancias que no conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones no están libres. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Puede ser : - simple - doble - triple - dativa o coordinada

Enlace covalente simple: comparten un par de electrones Ej: molécula de hidrógeno Fórmula molecular: H2 Fórmula de Lewis: H H Fórmula desarrollada: H–H Ej: molécula de agua Fórmula molecular: H2O Fórmula de Lewis: O H H Fórmula desarrollada: H H

Enlace covalente doble: comparten dos pares de electrones Ej: molécula de oxígeno Fórmula molecular: O2 Fórmula de Lewis: O O Fórmula desarrollada: O ═ O Ej: molécula de dióxido de carbono Fórmula molecular: CO2 Fórmula de Lewis: O C O Fórmula desarrollada: O ═ C ═ O

Enlace covalente triple. Comparten tres pares de electrones Ej: molécula de nitrógeno Fórmula molecular: N2 Fórmula de Lewis: N N Formula desarrollada: N ≡ N

Enlace covalente dativo El par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos. En la fórmula desarrollada, la unión dativa se representa mediante una flecha cuya punta se dirige hacia el átomo que recibe el aporte de electrones: Ej:   dióxido de azufre SO2 O ← S = O O S O    Trióxido de azufre SO3 O ← S = O   O S O ↓ O O O ↑ Trióxido de dicloro Cl2O3 Cl – O – Cl O ↓ Cl O Cl O O

Enlace iónico Se da entre un metal y un no metal, es decir, entre elementos poco electronegativos y elementos muy electronegativos. El no metal acepta uno o más electrones que cede el metal, quedando cargado negativamente , constituyendo un anión (queda con electrones «de más») El metal cede uno o más electrones quedando cargado positivamente, constituyendo un catión (queda con electrones «de menos»). Las sustancias iónicas no forman moléculas, sino una red cristalina en donde se van alternando iones positivos y negativos.

Ejemplos de iones Ej: cloruro de sodio Ej: bromuro de magnesio NaCl Unidad fórmula: NaCl Como ion: Na+ Cl- Estructura de Lewis: + - Na Cl Formula desarrollada: Na – Cl Ej: bromuro de magnesio Unidad fórmula: MgBr2 Como ion: Mg++ 2 Br- Estructura de Lewis: ++ - Mg 2 Br Formula desarrollada: Br Mg Br

Cloruro de sodio

Ej: Cloruro de calcio Ej: óxido de aluminio Ca 2 Cl 2 Al 3 O Unidad fórmula: CaCl2 Fórmula de Lewis: ++ - Ca 2 Cl Estructura de Lewis: Ej: óxido de aluminio Unidad fórmula: Al2O3 Fórmula de Lewis: +++ -- 2 Al 3 O Estructura de Lewis:

Enlace metálico Se produce entre metales (principalmente de transición) que se presentan como cationes dispuestos en una red de iones positivos (cationes), rodeados de electrones que se mueven libremente alrededor de los cationes. Los electrones pasan de un átomo a otro. Al moverse las cargas negativas actúan como material ligante, manteniéndose así la estructura. El enlace metálico se da entre átomos metálicos del mismo tipo. Las sustancias metálicas no forman moléculas.