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Área: Ciencias Naturales Asignatura: Química Grado: 10 ENLACES QUIMICOS. Cómo se forman las sustancias químicas?

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Academic year: 2022

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Área: Ciencias Naturales Asignatura: Química Grado: 10°

Contenido programático: UNIDOS PARA FORMAR UNO SOLO

Docente: Ninfa Reyes Marimón Correo: reyesninfa@inedic.edu.co

Periodo: Tercero Fecha: Octubre/2021

ENLACES QUIMICOS

¿Cómo se forman las sustancias químicas?

1. ACTIVIDADES DE EXPLORACIÓN: Activemos conocimientos previos:

Elabora la siguiente sopa de letras y define los conceptos:

C O N F I G U R A C I O N E L E C T R O N I C A E P O S Y Y I B I C S V B N Q U I M I V A T R S D L G G S F S O T N E M E L E F F J S A G G I P E S E G D E L O E P C F D A Q F U Z B C D P J O E X C C E T C O Y P F I E C U I N C C N O D G L D O E H T J S A B C P M E E I M E C C L D O V F T C Q D J R D I A N U A D Q K A R O A D V S E C R I U E J J O I M A K N T U F N A R X I S P R V U L I E I G J N L N K E R I G E I O T S E H L X G A M D F F S F E E K L H M D L D I R D T D A D U T I T P D S D E G F I F I D I S S S R U B D E F E C R U F I E N A A O D C S O A A D W I A E T S M O F K G F E A T G T N O P O L A R H F C F N J E S A B C P D M I H H I G S M R A P W S I Q E H C E T C O U T E V A B C V G A R I O R E D U L F A D A D H K R N O S A B C I N A R L P R O I A I L E C T R O N E S D E V A F D G A D G G I L V E N L A C E I O N I C O R T P A A S D H J R O O I E D F G D E L O E P C S G U I G D E L O E P C G D E L O E P C A S D D G P K D O N Z A P P V E E L E C T R O N E S D E V A L E N C I A Ñ A C C D A I A N Y D H E H S A B C D E G J S O A L F A O B B A L O P O T E T C O L E D Y E L A F B B L G G M H F T H I P K R F H U T T S S D F H A R N Q U I M U N V S I W E L E D A R U T C U R T S E

Enlace químico.

Enlace iónico.

Enlace covalente.

Enlace metálico.

Polar.

No polar.

Electronegatividad.

Ley del octeto.

Electrones de valencia.

Estructura de lewis.

Positivo.

Negativo Elementos.

Configuración electrónica.

Tabla periódica

2. ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN GUIADA:

Leo con atención el siguiente texto el cual habla acerca del Enlace Químico a medida que avanzas en la lectura resuelve los ejercicios que encuentras en el cuaderno.

(2)

Cuando dos o mas átomos se aproximan entre si, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de esas fuerzas unen los átomos; otras tienden a separarlos. En la mayoría de los átomos con excepción de los gases nobles, las fuerzas de atracción son mayores que las fuerzas de repulsión, los átomos se atraen entre si y forman un enlace.

Enlace Químico es la fuerza de atracción mutua entre dos o mas átomos que se combinan para formar una molécula.

Los átomos se combinan mediante procesos que implican perdida, ganancia o compartición de electrones de tal forma que adquieran la configuración electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía; esto se conoce como Regla del Octeto.

Electrones de Valencia son los que encontramos en el último nivel de energía. Cuando se hace una combinación, los electrones de valencia pasan del nivel de energía externo de un átomo a otro o son compartidos por los niveles externos de los átomos que entran en la combinación.

Para representar la formación de enlaces entre los átomos se acostumbra a usar la Estructura de Lewis, que consisten en el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones del ultimo nivel de energía, los cuales pueden representarsen por medio de puntos, cruces, etc.

Electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace. La electronegatividad cambia en la tabla periódica de modo que los elementos más electronegativos a la derecha y arriba de la tabla y los menos electronegativos a la izquierda y abajo. Los elementos se estabilizan al alcanzar la configuración electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía, por tanto los elementos situados a la derecha del grupo del carbono poseen gran tendencia a captar los electrones para adquirir su octeto, mientras que los ubicados a la izquierda tienden a perder los electrones de valencia.

ENLACE IONICO:

Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la el cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.

Enlace iónico es el que se establece por trasferencia de electrones de un átomo hacia otro, de modo que los átomos reaccionantes alcanzan a cumplir la regla del octeto. Este fenómeno se presenta entre átomos con diferencias de electronegatividad muy alta (superior o igual a 1.7).

A

U M E N T A

AUMENTA

(3)

CONDICIONES PARA QUE DOS ÁTOMOS PUEDAN FORMAR UN ENLACE IÓNICO

:

• Que un átomo pertenezca a cualquiera de estos grupos: 1A, 2A y 3A El otro elemento debe ser de algunos de estos grupo: 6A, 7A

• Que la diferencia de electronegatividad supere el valor de 1,7

• Que uno de los átomos sea catión y el otro anión.

EJEMPLO: ¿Determinar si el K y el F, pueden formar un enlace iónico?

Para resolver este ejercicio se procede de la siguiente manera:

1. Observo para cada elemento las condiciones dadas anteriormente. Para esto elaboro la siguiente tabla:

DEBO TENER LA TABLA PERIÓDICA PARA SACAR LA INFORMACIÓN DE CADA ELEMENTO

.

CARACTERÍSTICAS K(Potasio) F(Flúor)

Grupo en la tabla periódica 1A 7A

Electronegatividad 0.8 4.0

Diferencia de electronegatividades (restar las dos) 4.0 – 0.8 = 3.2

Tipo de Ión Catión Anión

2.

Una vez realizada la tabla anterior, se observa que cumpla con al menos 2 de las condiciones, si es así, se dice que entre los dos elementos se puede realizar un enlace iónico.

Revisemos: en primer lugar, la primera condición se cumple; un elemento pertenece al grupo 1A y el otro al 7A En segundo lugar la diferencia de electronegatividades es mayor de 1,7 y en tercer lugar un elemento es catión y el otro anión. Como se puede ver, cumple con las tres condiciones.

3. Se procede finalmente a realizar el enlace, así:

Se realiza la estructura de Lewis de cada elemento, que consiste en colocar el símbolo químico de cada uno y a su alrededor con puntos o x, los electrones de valencia. (Recuerde que los electrones de valencia son los del último nivel y además son los que definen el grupo, así que si un elemento pertenece al grupo 1, tiene 1 electrón

de valencia y si un elemento pertenece al grupo 7, tiene 7 electrones de valencia).

Veamos:

Debido a que el potasio es un catión y el flúor es un anión. El potasio cederá o perderá su electrón con el flúor y éste obviamente lo ganará. Se indica este proceso con una flecha que va del elemento que pierde el electrón al que lo gana.

IMPORTANTE UN ÁTOMO PUEDE GANAR O CEDER 1, 2 O HASTA 3 ELECRONES.

De esta manera cada elemento cumplirá la regla del octeto, bajara su energía y se hará estable, lo que le permitirá permanecer enlazado con el otro, formando una molécula. El potasio pierde el electrón e internamente queda con 8 electrones en su último nivel; el flúor gana el electrón y queda en su última capa con 8 electrones también. Se representa uniendo los elementos y a cada uno representándolo con el signo que le corresponde:

K

+

F

-

se formó finalmente una molécula que mantiene unidos los dos átomos a través de un enlace iónico. (Unión de fuerzas de carga opuesta).

ACTIVIDAD 1:

(4)

Establecer el enlace que ocurre entre los siguientes pares de elementos:

▪ Calcio y bromo.

▪ Hidrogeno y azufre.

▪ Cloro y potasio.

▪ Oxigeno y sodio.

ENLACE COVALENTE:

Este enlace se produce cuando átomos de elementos no metálicos (especialmente de los grupos 4A, 5A, 6A y 7A) se encuentran entre sí.

En este caso los átomos comparten electrones para buscar estabilidad. Ya no forman iones como en el caso anterior, debido a que se trata de átomos no metálicos todos con la misma naturaleza. Al compartir los electrones, los átomos quedan unidos y dan lugar a una molécula covalente.

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y triples, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones.

Enlace covalente es la unión de dos o mas átomos que comparten uno o mas pares de electrones. Existen tres clases de enlaces covalentes:

➢ Covalente simple: Ocurre cuando los dos átomos que participan en el enlace comparten entre si un solo par de electrones. Por ejemplo en la molécula de bromo, se combinan dos átomos de bromo cada uno con 7 electrones en el último nivel, a cada átomo le falta un electrón para cumplir la ley del octeto.

Por tanto, los dos electrones sin aparear se aproximan para compartir estos electrones originando un enlace simple.

➢ Covalente doble: Cuando los átomos presentes deben compartir más de un par de electrones para alcanzar el octeto. Por ejemplo la molécula de O2, cada átomo de oxigeno le faltan dos electrones en su nivel externo para cumplir la ley del octeto. Para adquirir esta configuración, los átomos de oxigeno deben compartir dos pares de electrones de valencia, determinando un enlace doble.

➢ Covalente triple: Cuando los átomos que participan en el enlace comparten tres pares de electrones.

Por ejemplo, un átomo de nitrógeno, que en su último nivel tiene 5 electrones, al unirse con otro átomo de nitrógeno forman la molécula compartiendo tres pares de electrones para cumplir la ley del octeto, determinando un enlace triple.

(5)

➢ Enlace covalente coordinado: Este enlace consiste en la compartición de un par de electrones entre dos átomos, donde dicho par es proporcionado por uno de los elementos enlazados. En la representación de un compuesto empleando la fórmula, el enlace covalente coordinado se índica mediante una flecha apuntando hacia quién recibe el par electrónico de enlace, el H2SO4 y el HNO3 presentan este tipo de enlace:

Polaridad en los enlaces: Hay que tener en cuenta dos hechos fundamentales en la formación de enlaces covalentes:

- Si los átomos que conforman el enlace son iguales, el enlace es no polar.

- Si los átomos que comparten electrones son distintos, hay diferencia en electronegatividad; el enlace es polar.

Enlace no polar: Es el enlace covalente formado por dos átomos iguales y cuyo compartimiento de electrones es uniforme.

Enlace polar: cuando en un enlace covalente uno de los átomos presenta mayor electronegatividad que el otro, este atrae con mas intensidad el par o los pares de electrones que se comparten, con lo cual estos quedan mas cercanos al átomo mas electronegativo. Por consiguiente, aparece una ligera carga negativa en la parte de la molécula donde se halla el átomo con mayor electronegatividad; por el contrario aparecerá una ligera carga positiva hacia el átomo con menor electronegatividad.

Estos enlaces se presentan:

a. Denotando las cargas locales de la molécula polar con d- sobre el átomo de mayor electronegatividad del enlace y d+ sobre el menos electronegativo.

b. Añadiendo al guión del enlace polarizado una flecha que se dirige hacia el elemento con mayor electronegatividad.

Cuanto mayor sea la diferencia de las electronegatividades entre los elementos que conforman los enlaces, mayor será la polaridad de este.

Algunas formas de representar las moleculares polares son:

(6)

CONDICIONES PARA QUE DOS ÁTOMOS PUEDAN FORMAR UN ENLACE COVALENTE:

• Que los dos átomos pertenezcan a cualquiera de estos grupos 4A, 5A, 6A y 7ª • Que la diferencia de electronegatividad sea menor de 1,7 (enlace covalente polar)

• Que la diferencia de electronegatividad sea cero o muy cercana a cero, (enlace covalente no polar) • Que uno de los átomos sean aniones.

EJEMPLO: ¿Determinar si el O y el H, pueden formar un enlace covalente? Si es así, ¿el enlace es polar o no polar?

Para resolver este ejercicio se procede de la siguiente manera:

1. Observo para cada elemento las condiciones dadas anteriormente. Para esto elaboro la siguiente tabla:

DEBO TENER LA TABLA PERIÓDICA PARA SACAR LA INFORMACIÓN DE CADA ELEMENTO.

CARACTERÍSTICAS H(Hidrógeno) O(Oxígeno)

Grupo en la tabla periódica 1A 6A

Electronegatividad 2.2 3.5

Diferencia de electronegatividades (restar las dos) 3.5 – 2.2 = 1.3

Tipo de Ión Anión Anión

2. Una vez realizada la tabla anterior, se observa que cumpla con al menos 2 de las condiciones, si es así, se dice que entre los dos elementos se puede realizar un enlace iónico.

Revisemos:

En primer lugar, la primera condición se cumple; los dos elementos pertenecen a alguno de estos grupos 4A, 5A, 6A y 7A

En segundo lugar la diferencia de electronegatividades es menor de 1,7 y en tercer lugar los dos elementos son aniones. Como se puede ver, cumple con las tres condiciones.

3. Se procede finalmente a realizar el enlace, así

Se realiza la estructura de Lewis de cada elemento, que consiste en colocar el símbolo químico de cada uno y a su alrededor con puntos o x, los electrones de valencia. (Recuerde que los electrones de valencia son los del último nivel y además son los que definen el grupo, así que si un elemento pertenece al grupo 1, tiene 1 electrón de valencia y si un elemento pertenece al grupo 7, tiene 7 electrones de valencia). Veamos:

Debido a que su diferencia de electronegatividad es menor de 1.7, los dos átomos compartirán los electrones así: El hidrógeno solo puede compartir un electrón con el oxígeno y quedar con 2 electrones (regla del dueto) y eso lo hace ser estable. El oxígeno tiene 6 electrones en su último nivel y le faltan 2 electrones para completar el octeto. Cuando comparte un electrón con el hidrógeno, completa 7 electrones;

aún le falta un electrón. Es allí donde encuentra otro hidrógeno que también aporte un electrón y se realizan

(7)

dos enlaces covalentes. Se indica este proceso con un óvalo que encierra los dos electrones que se comparten.

IMPORTANTE, SE PUEDEN COMPARTIR 2, 4 o 6 ELECTRONES ENTRE DOS ÁTOMOS. EN CADA ÓVALO SIEMPRE VAN SOLO DOS ELECTRONES.

De esta manera cada elemento cumplirá la regla del octeto, bajara su energía y se hará estable, lo que le permitirá permanecer enlazado con el otro, formando una molécula. Cada óvalo se puede representar con una línea simbolizando el enlace;

También se puede representar por la cantidad de átomos de cada elemento presente, es decir; 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno.

H

2

O

.

Se formó finalmente una molécula que mantiene unidos los átomos a través de un enlace covalente.

Adicionalmente preguntaban en este ejercicio, si el enlace era polar o no polar. La respuesta es que este enlace es polar, ya que la diferencia entre las electronegatividades es lejana de cero y esto hace que los electrones estén más hacia el oxígeno que hacia el hidrogeno, generándose dos polos: uno negativo hacia el hidrógeno y el otro positivo hacia los hidrógenos.

ACTIVIDAD 2:

❖ Dibujar los diagramas de Lewis que expresen los enlaces en los siguientes compuestos:

a. SiH4 b. BaF2 c. H2SO4

❖ Representar gráficamente las moléculas de cloruro de bromo BrCl y dióxido de carbono CO2. Mencionar en cada caso el tipo de polaridad que presenta.

ENLACE METALICO

Los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener pocos electrones de valencia en la capa más externa. No pueden formar enlaces covalentes, pues compartiendo sus electrones no logran cumplir la ley del octeto.

La estabilidad la consiguen de otro modo, los electrones de valencia de cada átomo entran a formar parte de un fondo común, constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos ordenadamente, formando un cristal metálico.

3. ACTIVIDAD FINAL O SÍNTESIS: Demuestro lo que aprendí.

Resuelvo los siguientes ejercicios:

1. Cuantos electrones se encuentran en el nivel energético más externo de cada uno de los siguientes elementos:

a. Mg b. Al c. Pb d. Br

e. K f. P g. Li

2. Cuantos electrones son necesarios para que los siguientes átomos cumplan la ley del octeto:

a. Mg b. O c. H

d. S e. Br

3. Para las siguientes formulas mencionar las clase de polaridad que presenta cada molécula y por que.

Elaborar los diagramas de cada una:

a. CO b. H2O c. Cl2

d. HBr e. N2

(8)

4. Indicar entre que pares de elementos cabe esperar la formación de un compuesto iónico, estableciendo en caso afirmativo, sus formulas:

a. Cloro y oxigeno.

b. Sodio y calcio.

c. Calcio y oxigeno.

d. Potasio y nitrógeno.

e. Fluor y zinc.

f. Fluor y sodio.

5. Esquematizar el enlace que ocurre entre el cloro y el aluminio. ¿A que clases de enlace pertenece?

6. Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar cabe esperar un enlace covalente, estableciendo en caso afirmativo, sus fórmulas:

a. Hidrogeno y cloro.

b. Cloro y magnesio.

c. Hidrogeno y oxigeno.

d. Nitrógeno e hidrogeno.

e. Carbono y cloro.

f. Sodio y potasio.

7. Elaborar un cuadro comparativo entre enlace iónico, enlace covalente y enlace covalente coordinado.

8. Representar la unión química entre los siguientes pares de elementos haciendo uso de la estructura de Lewis. Indicar si la unión es iónica o covalente:

a. Rubidio y cloro.

b. Hidrogeno y selenio.

c. Boro y cloro.

d. Cesio y azufre.

e. Estroncio y oxigeno.

f. Hierro y cloro.

9. Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis para cada una:

a. HCN b. SO3 c. HNO3

d. SO2 e. O3

10. Escribir un (+) encima del átomo o átomos que sean relativamente positivos y un (-) encima del átomo o átomos que sean relativamente negativos en las siguientes moléculas de enlace covalente:

a. HF b. H2O c. ICl d. BrCl

e. NH3 f. Cl2O

CONSULTA

1. ¿Qué diferencia hay entre las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes?

2. Explique porque las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica en estado líquido pero no en estado solidó.

3. Existen algunos elementos que no cumplen la regla del octeto, explique porque tienen esta excepción y cite algunos ejemplos.

(9)

4. EVALUACIÓN:

Se hará de forma continua, formativa y permanente; valorando tu trabajo realizado en cada paso de la guía, acorde a los desempeños: superior, alto y básico. Además, se valorará la responsabilidad e interés en el desarrollo de las actividades y en la evidencia de los aprendizajes esperados.

4.1 AUTOEVALUACIÓN DE CRITERIOS:

Apreciad@ estudiante , ahora debes responder de manera HONESTA y OBJETIVA cuanto has aprendido o si has logrado los objetivos planteados con el desarrollo de la guía didáctica, para eso debes marcar con una X el circulo que corresponde a cada desempeño que tú crees lograste en cada criterio.

CRITERIOS DE LAS ACTIVIDADES.

DESEMPEÑO ALCANZADO

SUPERIOR ALTO BASICO

Explica que las características y propiedades de una sustancia dependen del tipo de enlace químico que presentan los átomos que la constituyen y de las fuerzas intermoleculares que se manifiestan entre ellas.

Predice si un compuesto formado por dos elementos será iónico o covalente, basándose en la posición de dichos elementos en la tabla periódica o en sus valores de electronegatividad.

Explica la conductibilidad eléctrica y la maleabilidad de los metales como una consecuencia de su tipo de enlace.

Deduce las estructuras de Lewis (o de representación de

electrones mediante puntos) de moléculas e iones simples.

Referencias

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