SERIE 1 QUIMICA GENERAL E INORGANICA I PROBLEMAS 1º ...

Química General e Inorgánica I – Serie 1 – 1er. cuatrimestre de 2004cuando la diferencia de electronegatividades entre los átomos es muy grande. 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 intermoleculares son las interacciones entre moléculas, de magnitudmenor que las covalentes. Permiten explicar la existencia de distintos estados deagregación de una sustancia.La magnitud de las uniones químicas se puede expresar en distintas unidades deenergía. La forma más común de expresarla es mediante la energía correspondiente a unmol de uniones, en kcal/mol, o kJ/mol. También se puede emplear la energía de una solaunión, y en este caso, es habitual usar unidades de J o de electrón-volt (eV).Conversiones útiles son: 1 cal = 4,184 J y 1 eV= 1,602 10 –19 J.Cabe destacar que en este contexto cuando se habla de una unión química fuerte(como por ejemplo la unión covalente en el H 2 ), se debe comparar la energía potencialasociada con la interacción con la energía cinética, que, como se verá en la serie 2, estárelacionada con la temperatura. Por esa razón podemos decir que en la Tierra la moléculade H 2 presenta una unión “fuerte”, mientras que en el Sol, la unión es “débil”. En el Solno es posible encontrar H 2 molecular, ya que éste se halla disociado en átomos dada laelevada temperatura (más aún, en el interior del Sol la temperatura es tan alta que losátomos se disocian en núcleos y electrones). Cualitativamente, se puede decir que unainteracción es fuerte cuando ∆E potencial >> RT. (R: constante de los gases).La unión iónica y las uniones intermoleculares se estudiarán en la Serie 2. Nosocuparemos aquí de la unión covalente.El primer modelo exitoso de unión covalente fue propuesto por Lewis en 1916,identificando una unión química con un par de electrones compartidos entre dos átomose incorporando la llamada regla del octeto: los átomos tienden a formar enlaces con losátomos vecinos hasta rodearse de una capa completa de electrones de valencia. Con elloadquieren la estructura electrónica del gas inerte correspondiente, con dos electrones parael H y ocho electrones para los átomos restantes. La idea es de origen electrostático eintuitivamente comprensible. El par de electrones, cuya carga es negativa, se sitúa en laregión internuclear, con carga positiva, manteniendo unidos a los átomos. A partir de laregla del octeto, el modelo de Lewis permite explicar la conectividad (es decir, queátomo está unido a cual) de los compuestos que contienen exclusivamente átomos de laprimera fila de la tabla periódica. Si esta regla no existiera, el modelo carecería de poderpredictivo.Otra limitación del modelo consiste en que en muchos casos una única estructurade Lewis es una descripción inadecuada de la molécula. Por ejemplo, experimentalmentese ha determinado que las distancias C-O en el ion CO 32-son idénticas, mientras que elmodelo de Lewis predice distancias diferentes, al establecer estructuras en las cualesexiste una unión doble y dos uniones simples:5