electrones ocupan los orbitales vacíos <strong>de</strong> a uno y luego se aparean hasta completar lasubcapa con un máximo <strong>de</strong> dos electrones por orbital.Es importante puntualizar que el concepto <strong>de</strong> configuración electrón<strong>ica</strong> y elprincipio <strong>de</strong> construcción tienen sentido solamente en el contexto <strong>de</strong> la aproximaciónorbital. La forma espacial <strong>de</strong> los orbitales atómicos en átomos polielectrónicos es similara la <strong>de</strong> los orbitales atómicos en átomos hidrogenoi<strong>de</strong>s.Propieda<strong>de</strong>s periód<strong>ica</strong>sMuchas <strong>de</strong> las propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> iones y átomos se pue<strong>de</strong>n racionalizar utilizandosus configuraciones electrón<strong>ica</strong>s, que se hallan relacionadas con su posición en la TablaPeriód<strong>ica</strong>. Ejemplos <strong>de</strong> propieda<strong>de</strong>s periód<strong>ica</strong>s son la energía <strong>de</strong> unión electrón<strong>ica</strong> (elconcepto <strong>de</strong> energía <strong>de</strong> unión o captura electrón<strong>ica</strong> reemplaza a la todavía utilizadaafinidad electrón<strong>ica</strong>), la energía <strong>de</strong> ionización, el radio atómico (<strong>de</strong>finido comoradio metálico o radio covalente) y la electronegatividad.La energía <strong>de</strong> unión electrón<strong>ica</strong> <strong>de</strong> un elemento es el cambio <strong>de</strong> energía asociadoal proceso <strong>de</strong> adición <strong>de</strong> un electrón a un átomo neutro en fase gaseosa:A(g) + e - → A - (g)Las energías <strong>de</strong> unión electrón<strong>ica</strong>s pue<strong>de</strong>n ser positivas o negativas. Una energía <strong>de</strong>unión electrón<strong>ica</strong> positiva ind<strong>ica</strong> que el anión es menos estable que el átomo neutro y elelectrón infinitamente separados.La energía <strong>de</strong> ionización es el cambio <strong>de</strong> energía asociado al proceso <strong>de</strong> extraerun electrón <strong>de</strong> un átomo en fase gaseosa.A(g) → A + (g) + e -Es posible <strong>de</strong>finir energías <strong>de</strong> unión electrón<strong>ica</strong>s y energías <strong>de</strong> ionizaciónsucesivas para un dado elemento.Uniones quím<strong>ica</strong>sHasta este momento se han consi<strong>de</strong>rado propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> átomos aislados. Sinembargo, uno <strong>de</strong> los objetivos fundamentales <strong>de</strong> la Quím<strong>ica</strong> consiste en interpretar ypre<strong>de</strong>cir las interacciones existentes entre los átomos, <strong>de</strong>nominadas uniones quím<strong>ica</strong>s. Engeneral, cualquier tipo <strong>de</strong> interacción se pue<strong>de</strong> investigar <strong>de</strong>ntro <strong>de</strong>l marco <strong>de</strong> laMecán<strong>ica</strong> Cuánt<strong>ica</strong>, resolviendo la ecuación <strong>de</strong> Schrödinger (la Mecán<strong>ica</strong> Cuánt<strong>ica</strong> seapl<strong>ica</strong> a propieda<strong>de</strong>s <strong>de</strong> átomos aislados, <strong>de</strong> moléculas, <strong>de</strong> sólidos, etc.). Sin embargo, enmuchos casos es suficiente con obtener información cualitativa, y para esto resultaconveniente clasif<strong>ica</strong>r los distintos tipos <strong>de</strong> interacciones y estudiarlas separadamente.Una clasif<strong>ica</strong>ción usual es la siguiente:1) Se entien<strong>de</strong> por enlace o unión covalente a la interacción que mantienefirmemente unidos a los átomos en una molécula y se caracteriza por la existencia <strong>de</strong> una4
<strong>de</strong>nsidad electrón<strong>ica</strong> signif<strong>ica</strong>tiva entre los átomos unidos. En general este tipo <strong>de</strong>uniones se establece cuando los átomos tienen electronegativida<strong>de</strong>s similares.2) El enlace o la unión ión<strong>ica</strong> proviene <strong>de</strong> la existencia <strong>de</strong> fuerzas electrostát<strong>ica</strong>sentre iones. Un átomo ce<strong>de</strong> un electrón al otro, quedando el primero – el catión – cargadopositivamente y el segundo – el anión – cargado negativamente. Este tipo <strong>de</strong> unión se dacuando la diferencia <strong>de</strong> electronegativida<strong>de</strong>s entre los átomos es muy gran<strong>de</strong>. A pesarque estas interacciones son comparables en magnitud a las covalentes, en general no danorigen a moléculas, sino a sistemas extendidos compuestos por iones (sólidos).3) Uniones interm<strong>olecular</strong>es son las interacciones entre moléculas, <strong>de</strong> magnitudmenor que las covalentes. Permiten expl<strong>ica</strong>r la existencia <strong>de</strong> distintos estados <strong>de</strong>agregación <strong>de</strong> una sustancia.La magnitud <strong>de</strong> las uniones quím<strong>ica</strong>s se pue<strong>de</strong> expresar en distintas unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong>energía. La forma más común <strong>de</strong> expresarla es mediante la energía correspondiente a unmol <strong>de</strong> uniones, en kcal/mol, o kJ/mol. También se pue<strong>de</strong> emplear la energía <strong>de</strong> una solaunión, y en este caso, es habitual usar unida<strong>de</strong>s <strong>de</strong> Joule (J) o <strong>de</strong> electrón-volt (eV).Conversiones útiles son: 1 cal = 4,184 J y 1 eV= 1,602 10 –19 J.Cabe <strong>de</strong>stacar en este contexto que, para consi<strong>de</strong>rar unión quím<strong>ica</strong> como fuerte(como por ejemplo la unión covalente en el H 2 ) o débil, se <strong>de</strong>be comparar la energíapotencial asociada con la interacción con la energía cinét<strong>ica</strong>, que, como se verá en laSerie 2, está relacionada con la temperatura. Por esa razón po<strong>de</strong>mos <strong>de</strong>cir que en laTierra la molécula <strong>de</strong> H 2 presenta una unión “fuerte”, mientras que en el Sol, la unión es“débil”. En el Sol no es posible encontrar H 2 m<strong>olecular</strong>, ya que éste se halla disociado enátomos dada la elevada temperatura (más aún, en el interior <strong>de</strong>l Sol la temperatura es tanalta que los átomos se disocian en núcleos y electrones). Cualitativamente, se pue<strong>de</strong> <strong>de</strong>cirque una interacción es fuerte cuando ∆E potencial >> RT. (R: constante <strong>de</strong> los gases).La unión ión<strong>ica</strong> y las uniones interm<strong>olecular</strong>es se estudiarán en la Serie 2. Nosocuparemos aquí <strong>de</strong> la unión covalente. El primer mo<strong>de</strong>lo exitoso <strong>de</strong> unión covalente fuepropuesto por Lewis en 1916, i<strong>de</strong>ntif<strong>ica</strong>ndo una unión quím<strong>ica</strong> con un par <strong>de</strong> electronescompartidos entre dos átomos e incorporando la llamada regla <strong>de</strong>l octeto: los átomostien<strong>de</strong>n a formar enlaces con los átomos vecinos hasta ro<strong>de</strong>arse <strong>de</strong> una capa completa <strong>de</strong>electrones <strong>de</strong> valencia. Con ello adquieren la <strong>estructura</strong> electrón<strong>ica</strong> <strong>de</strong>l gas inertecorrespondiente, con dos electrones para el H y ocho electrones para los átomosrestantes. La i<strong>de</strong>a es <strong>de</strong> origen electrostático e intuitivamente comprensible. El par <strong>de</strong>electrones, cuya carga es negativa, se sitúa entre los núcleos, con carga positiva,manteniendo unidos a los átomos. A partir <strong>de</strong> la regla <strong>de</strong>l octeto, el mo<strong>de</strong>lo <strong>de</strong> Lewispermite expl<strong>ica</strong>r la conectividad (es <strong>de</strong>cir, que átomo está unido a cual) <strong>de</strong> loscompuestos que contienen exclusivamente átomos <strong>de</strong> los dos primeros períodos <strong>de</strong> latabla periód<strong>ica</strong> (para el hidrógeno y el helio la capa se completa con dos electrones). Siesta regla no existiera, el mo<strong>de</strong>lo carecería <strong>de</strong> po<strong>de</strong>r predictivo.Otra limitación <strong>de</strong>l mo<strong>de</strong>lo consiste en que en muchos casos una ún<strong>ica</strong> <strong>estructura</strong><strong>de</strong> Lewis es una <strong>de</strong>scripción ina<strong>de</strong>cuada <strong>de</strong> la molécula. Por ejemplo, experimentalmentese ha <strong>de</strong>terminado que las distancias C-O en el ion CO 32-son idént<strong>ica</strong>s, mientras que el5