INSTITUCION EDUCATIVA SAN ADOLFO DANE: NIT:

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Materia: Ciencias Naturales – Química Unidad 1 Taller 4

Grado: Noveno

Nombre del alumno: Sede: Colegio

Tema: Ley periódica y enlace químico –Teoría de valencia. (segunda parte)

Objetivo de la clase: Identificar como se producen los enlaces químicos entre elementos similares o diferentes para formar moléculas.

Instrucciones:

✓ En adelante vas a encontrar un documento en el cual se distinguen párrafos de color azul, están de este color porque son las instrucciones que debes seguir para desarrollar esta clase de la mejor manera.

✓ Puedes apoyarte de tu cuaderno para tomar los apuntes que creas necesario.

✓ Puedes trabajar los “ejercicios prácticos” en hojas block o similares para su presentación. ✓ Si realizas tu trabajo en hojas, cuida tu ortografía y buena escritura al momento de presentarlo.

Verifica la bibliografía, enlaces de videos o enlaces a páginas web. Esto es opcional. Presaberes

En este ejercicio es importante que pongas a prueba tus conocimientos, sin necesidad de acudir a libros o al internet, pues la solución correcta o incorrecta no es calificable, únicamente es una exploración de tus conocimientos. ¡Manos a la obra!

1. Lee cada frase y trata de encontrar su respectivo significado al frente. Coloca la letra que le corresponde

A Electrón de valencia

Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. B Orbital Se le llama así al electrón que se encuentra sólo en un orbital, es

decir, sin otro electrón como pareja (con su espín opuesto) C Hibridación de

orbitales

Electrones que posibilitan la unión con otros átomos y que se encuentra en la última capa o nivel energético de un átomo.

D Numero de oxidación

Es la organización de los electrones que posee un átomo en sus respectivos niveles y orbitales de energía. Este proceso se hace para determinar la cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía, ya que son estos los que participan en los enlaces químicos.

E Posibilidades de enlace

Se denomina así a la característica de un átomo de enlazarse a otros átomos poniendo en juego cierto número de electrones de valencia. Esta posibilidad se cuenta según la cantidad de electrones disponibles para el enlace.

F Electrón sin aparear

Es el espacio más probable en el cual se encuentra un electrón. Se caracteriza por tener formas geométricas según el tipo: s, p, d, f G Configuración Es el resultado de la unión entre dos orbitales diferentes, dando

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electrónica origen a uno nuevo. Se forman cuando los electrones saltan de un orbital a otro dejando más electrones sin pareja. Esto aumenta la cantidad de electrones dispuesto para el enlace químico. ejemplo: s + p = sp

Si al resolver esta primera sección sientes vacíos, puedes hacer uso del internet o de diccionarios que te ayuden a comprender algunos términos.

Conceptualización

Para esta sección, es indispensable que cuentes con una tabla periódica a la mano y tu cuaderno de apuntes para que escribas los temas expuestos. ¡Manos a la obra!

Teoría del enlace de valencia (TEV)

En la primera parte de este tema, se explicó cómo era posible la unión de dos elementos gracias a la unión de sus electrones de valencia y por ende a la unión de sus orbitales. Sin embargo, en esta segunda parte comprenderás como es que los diferentes elementos de la tabla periódica pueden tener uno o varios electrones de valencia o lo que es mejor conocido como numero de oxidación o covalencia.

Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá formar es igual al número de electrones que posee desapareados (sin una pareja). Por ejemplo el flúor (F) tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2. (este valor lo puedes verificar en la tabla periódica buscando en

estado de oxidación, no prestes atención al símbolo + o – aun)

Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro (Cl) tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 (verifica tu tabla periódica) porque posee los orbitales “3d” vacíos.

A continuación, se describe en la figura cómo es que los electrones que se encuentran en el orbital 3p y 3s se pasan al orbital 3d, lo cual va dejando varios electrones sin pareja que sirven para el enlace químico.

Nota:

➢ Los electrones se simbolizan con flechas rojas.

➢ El símbolo [Ar] al inicio, hace relación a que antes estaría a la configuración electrónica del Argón.

➢ Las flechas en pareja con espines opuestos (

↑↓

↑

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En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por solapamiento (unión) de los orbitales atómicos. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. Existen dos posibilidades que son:

a) Orbitales moleculares sigma (σ):

Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas (zona donde están los electrones). Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. En la imagen, se ve a la izquierda los orbitales atómicos solapándose y a la derecha el orbital molecular formado.

Todos los orbitales que se solapan lo hacen de forma frontal como se puede evidenciar, y el punto donde se unen es el lugar donde estaría la nube electrónica.

Orbitales moleculares pi (π):

Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado, no se concentra entre los núcleos: pues como te puedes fijar en el siguiente grafico de la derecha, cuando se solapan dos

orbitales p de forma lateral la zona sombreada representa las nubes de electrones (que no están entre los dos núcleos)

Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares s son más estables que los p porque el grado de solapamiento de los orbitales "s" es mayor que el de los "p".

Teoría de los orbitales moleculares (TOM).

En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros, resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por: Se produce el mismo número de

orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida.

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Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar.

Vamos un caso:

Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp:

El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:

Con lo que, al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

Los orbitales atómicos

2s

2p tienen energías muy parecidas, resulta fácil que un electrón en el

2p vacío, de esta manera, al tener dos electrones desapareados

Al unirse con el hidrogeno, los enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos orbitales híbridos sp:

La molécula de hidruro de berilio es lineal.

Ejemplos:

A continuación, encontrarás un ejemplo de hibridación de orbitales, revísalo para poder basarte en el. ¡Manos a la obra!

1. ¿Cómo se produce la hibridación sp2_?

a. Borano (BH3); hibridación sp2 :

El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:

Al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

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antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización de un orbital s y dos p (hibridación sp2_{). Se producen tres orbitales híbridos sp}2_:

La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del otro formando un ángulo de 120 º:

Práctica:

Pon a prueba tus conocimientos, ahora desarrolla las siguientes actividades por ti mismo. ¡Éxitos! 1. Explica cómo se formarían las siguientes hibridaciones:

a. hibridación sp3 _{a partir de la molécula de Metano (CH}

4), sabiendo que la configuración electrónica

del Carbono es:

b. hibridación sp3_d2 _{a partir del Hexafluoruro de azufre (SF}

6), sabiendo que la configuración

electrónica del azufre es:

2. Según lo aprendido responde:

a. ¿qué hace que un elemento pueda tener varias covalencias?

b. ¿por qué el carbono tiene una valencia de cuatro?, explícalo con su configuración electrónica c. ¿qué hace que los electrones puedan moverse de un orbital a otro logrando la hibridación de

orbitales?

d. ¿Cuál sería según tú, el enlace químico mas fuerte o más estable, el enlace pi o el enlace sigma? Argumenta tu respuesta.

e. ¿Cuál es la diferencia entre orbital atómico y orbital molecular? Evaluación:

Al llegar a este punto, verifica que hayas alcanzado los siguientes criterios:

1. Extraigo la información más importante de un determinado texto para aplicarlo según sea necesario.

2. Comprendo el significado y diferencia entre términos como: molécula, enlace químico, electrón de valencia, orbital atómico, orbital molecular, enlace sigma, enlace pi, hibridación.

3. Aplico los procedimientos para averiguar cómo se producen las hibridaciones de orbitales a partir de moléculas complejas.