Según la naturaleza de los elementos que forman la unión, la misma será:

• UNIÓN IÓNICA
• UNIÓN COVALENTE
• UNIÓN METÁLICA (no se trabajará en este curso)

Unión iónica

       Para comenzar, te invito a que veas el siguiente video:

       Como pudiste observar, una unión iónica ocurre entre átomos que fácilmente pueden transferir electrones entre sí, es decir, metales y no metales, formando de esa manera iones positivos, que ceden electrones (cationes), y negativos, que los atraen (aniones) los cuales se mantendrán unidos por fuerzas de atracción electroestática.

¿Cómo se representan las uniones iónicas?

       Siguiendo con el ejemplo del cloruro de sodio (sal de mesa) presentado en el video, las configuraciones electrónicas de los átomos son:

 
       El gas noble más próximo al sodio en la clasificación periódica es el neón. La configuración electrónica de este átomo es:

       Para el cloro, el gas noble más próximo es el argón. La configuración electrónica de este átomo es:

       Es evidente que ambos átomos puedan adquirir simultáneamente la estructura electrónica estable, característica de los gases nobles, si el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro.

       Pero el átomo de sodio al perder un electrón, ya no es un átomo neutro, sino que se transforma en un ion. Este ion está cargado positivamente pues su núcleo sigue teniendo 11 protones, pero en su nube electrónica existen ahora solamente 10 electrones. Queda, por lo tanto, una carga positiva no compensada. Por eso decimos que se ha formado un ion Na⁺ (ion sodio).

       El átomo de cloro, al captar el electrón cedido por el sodio, se transforma en un ion con carga negativa (ion Cl^–). Efectivamente, el ion formado tiene ahora 18 electrones, pero su núcleo no ha sido afectado y continúa con 17 protones. El ion formado (Cl^–) se denomina ion cloruro o anión cloruro

       La estructura de Lewis de esta unión química se representa de la siguiente manera:

       Por lo tanto, la fórmula química de la sustancia es NaCl. En ella, se indica primero al átomo del elemento más electropositivo o (menos electronegativo)

      Este tipo de sustancias existen como iones y no como moléculas. 

       En la Figura anterior, podemos comparar los tamaños relativos de los átomos de sodio y cloro con los de sus iones. El ión sodio (Na⁺) es menor que el átomo de sodio (Na) debido principalmente a dos factores:

1. El átomo de sodio ha perdido su electrón externo, por lo que disminuye su tamaño.
2. Los 10 electrones restantes son atraídos ahora por los 11 protones, por lo que se acercan más al núcleo.

Por el contrario, el ión cloruro (Cl^-) es más grande que el átomo de cloro (Cl) porque:

1. Tiene 18 electrones, pero sólo 17 protones.
2. La atracción nuclear sobre cada electrón disminuye, lo que permite que el átomo de cloro se expanda en cuanto forma el ión.

 

Propiedades de los compuestos iónicos

• Son sólidos a temperatura ambiente.
• Poseen altos puntos de fusión y ebullición.
• Los iones de carga opuesta se atraen fuertemente formando una red que es muy difícil de romper. Esto les otorga una gran dureza.
• Son solubles en agua.
• En estado sólido no conducen la electricidad ya que los iones están sujetos a la red cristalina y no pueden moverse, pero sí lo hacen cuando están fundidos o en disolución, ya que una vez que la sustancia se ha fundido o disuelto, los iones pueden moverse permitiendo así que se produzca el desplazamiento de cargas.
• Son frágiles, es decir, se rompen repentinamente al aplicar una fuerza. Cuando se aplica una fuerza, se pueden enfrentar iones del mismo signo y las fuerzas de repulsión reemplazan a las de atracción, por lo que el sólido se rompe.

Unión covalente

       Para comenzar, te invito a que veas el siguiente video:

       Las uniones covalentes se producen entre elementos cuyos valores de electronegatividad son similares, es decir, elementos no metálicos, cuya diferencia de electronegatividad es menor a 1,7.

       En este tipo de uniones los electrones de la última capa no se transfieren, sino que se comparten. Por ejemplo, el hidrógeno se completa con 2 electrones (como el He que es el gas noble más cercano). El resto comparte electrones hasta completar con 8 electrones. En este caso no se forman redes cristalinas, sino moléculas que adoptarán distintas formas en el espacio, tema que estudiarás en Introducción a la Química.

       En el enlace participan, por un lado, los núcleos atómicos, cargados positivamente y, por el otro, los electrones, con carga negativa que se mantienen unidos por fuerzas de atracción electroestática.

       Como pudiste observar en el video, existen diferentes tipos de uniones covalentes:

¿Cómo se representan las uniones covalentes?

       Aquellas uniones en las cuales se comparte un único par de electrones son llamadas uniones covalentes simples y se pueden representar de dos formas:

• Con la estructura de Lewis
• Con la fórmula desarrollada en la que se reemplaza el par de electrones compartidos por una línea que simboliza el enlace.

       Por ejemplo, el cloro forma una molécula diatómica (dos átomos) cuya fórmula química Cl₂. El cloro pertenece al grupo VIIA, es decir, posee 7 electrones en su última capa.

       A cada uno de los átomos de cloro solo le falta un electrón para completar el octeto. Por ello, al formar una molécula, compartirán un par de electrones, y el enlace será covalente simple. De esta manera, ambos átomos completan su último nivel de energía.

       Consideremos ahora el oxígeno. Este forma una molécula diatómica, como puede verse en el video, cuya fórmula química es O₂. El oxígeno pertenece al grupo VIA, es decir, posee 6 electrones en su última capa.

       A cada uno de los átomos de oxígeno le faltan dos electrones para completar el octeto. Por ello, al formar una molécula, compartirán dos pares de electrones, y el enlace será covalente doble. De esta manera, ambos átomos completan su último nivel de energía.

       El nitrógeno es otro elemento que forma una molécula diatómica: N₂. Como el nitrógeno pertenece al grupo VA de la tabla periódica posee 5 electrones en su último nivel de energía, por lo tanto, necesita 3 electrones para completar el octeto.

       Cuando se une a otro átomo de nitrógeno para formar la molécula de N₂ ambos comparten 3 pares de electrones. Presenta un enlace covalente triple, ya que se comparten 3 pares de electrones. Su fórmula desarrollada se representa con tres líneas, pero corresponde a una única unión covalente triple.

       Hasta ahora, vimos ejemplos de moléculas formadas por 2 átomos, pero ¿cómo representamos la estructura de Lewis de moléculas que están formadas por más de 2 átomos?

Para ello, debemos seguir los siguientes pasos:

A continuación, podrás ver cómo se aplican estos pasos en un ejemplo:

Veamos otros ejemplos. Vamos a escribir la estructura de Lewis del ácido nítrico (HNO₃). Para ello, seguiremos los pasos mencionados anteriormente:

La estructura básica del HNO₃:

                                                         O      N      O     H
                                                                  

                                                                 O

Paso 1) Buscamos en la Tabla Periódica el grupo en el que se encuentra cada elemento:

• N : Grupo VA --> tiene 5 electrones de valencia
• H: Grupo IA --> tiene 1 electrón de valencia
• O: Grupo VIA --> tiene 6 electrones de valencia.

 
Paso 2) Hay cinco electrones de valencia correspondientes al nitrógeno, un electrón de valencia correspondiente al hidrógeno y seis electrones de valencia por cada átomo de oxígeno, pero como en la fórmula química se observan tres átomos de oxígeno, habrá 18 electrones de valencia, es decir,

5+ 1 + 6 x 3 = 24 electrones de valencia

 
Paso 3) Tanto el Oxígeno como el Nitrógeno completan su último nivel de energía con 8 electrones. El hidrógeno lo hará con 2. Por lo tanto hay 8x4 + 2 = 34 electrones necesarios
 
Paso 4) Para determinar el número de electrones enlazantes debo restar los electrones necesario y los de valencia, es decir, 34 - 24 = 10 electrones enlazantes, o lo que es igual, 5 pares de electrones.

Paso 5) Para determinar el número de electrones no enlazantes debo restar los electrones de valencia y los enlazantes, es decir, 24 - 10 = 14 electrones no enlazantes.

Paso 6) Se dibuja un enlace covalente simple entre el N y cada uno de los tres átomos de O y entre uno de estos átomos y el átomo de H. Luego, se colocan los electrones necesarios para satisfacer la regla del octeto para los átomos de O:

 

Al terminar este paso debieron utilizarse los 24 electrones disponibles. Se observa que esta estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos de O pero no para el átomo de N. Por lo tanto, se mueve un par de electrones de uno de los átomos de O de los extremos para formar otro enlace con el N, así la regla del octeto se cumple para este átomo:
 

Pero, ¿qué sucede si tenemos un ión poliatómico como el ión carbonato (CO₃^-2)? Vamos a seguir nuevamente el procedimiento indicado anteriormente:

La estructura básica del ión carbonato se deduce al reconocer que el C es menos electronegativo que el O. Por lo tanto, es más probable que ocupe la posición central, como sigue:

                                                         O      C     O    
                                                                 

                                                                  O
 

Paso 1) Buscamos en la Tabla Periódica el grupo en el que se encuentra cada elemento:

• C : Grupo IVA --> tiene 4 electrones de valencia
• O: Grupo VIA --> tiene 6 electrones de valencia.

Paso 2) Hay seis electrones de valencia por cada átomo de oxígeno y cuatro electrones de valencia para el átomo de carbono, pero como en la fórmula química se observan tres átomos de oxígeno, habrá 18 electrones de valencia. Además el ión tiene dos cargas negativas, entonces:

4 + 6 x 3 + 2 = 24 electrones de valencia

Paso 3) Tanto el Oxígeno como el Carbono completan su último nivel de energía con 8 electrones. Por lo tanto hay 8+8x3 = 32 electrones necesarios

Paso 4) Para determinar el número de electrones enlazantes debo restar los electrones necesario y los de valencia, es decir, 32 - 24 = 8 electrones enlazantes, o lo que es igual, 4 pares de electrones.

Paso 5) Para determinar el número de electrones no enlazantes debo restar los electrones de valencia y los enlazantes, es decir, 24 - 8 = 16 electrones no enlazantes.

Paso 6) Se dibuja un enlace covalente simple entre el C y cada uno de los tres átomos de O. Luego, se colocan los electrones necesarios para satisfacer la regla del octeto para los átomos de O:

 

Al terminar este paso debieron utilizarse los 24 electrones disponibles.
Se observa que esta estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos de O pero no para el átomo de C. Por lo tanto, se mueve un par de electrones de uno de los átomos de O de los extremos para formar otro enlace con el C, así la regla del octeto se cumple para este átomo:
 

 
Por último, se verifica que haya 24 electrones de valencia en la estructura de Lewis para el ión carbonato.

Propiedades de los compuestos covalentes

• Los puntos de fusión y ebullición son bajos porque las fuerzas que mantienen unidas entre sí a las moléculas generalmente son débiles.
• Son solubles en solventes orgánicos no polares, como éter, cloroformo, nafta, etc. Generalmente son insolubles en agua, aunque la solubilidad depende de la polaridad de la molécula. Cuanto mayor es la polaridad, mayor es la solubilidad en el agua.
• No conducen la corriente eléctrica ya que carecen de iones.
• Forman moléculas que se mantienen unidas por fuerzas débiles, denominadas fuerzas de Van der Waals.