INSTITUCION EDUCATIVA SAN ADOLFO
DANE: 24100600120101 NIT: 891.103.346-9Materia: Ciencias Naturales – Química Unidad 1 Taller 3
Grado: Noveno
Nombre del alumno: Sede: Colegio
Tema: Ley periódica y enlace químico –Teoría de valencia. (primera 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 palabra y trata de encontrar su respectivo significado, al frente coloca la letra.
A Átomo
Es la capacidad de los elementos químicos de poder unirse con otros elementos. Esta capacidad depende de los electrones de valencia ubicados en los últimos niveles de energía de los átomos.
B Elemento químico
Porción material menor de un elemento químico que interviene en las reacciones químicas y posee las propiedades características de dicho elemento.
C Molécula
Son aquellos electrones que se encuentran en la capa mayor del nivel de energía del átomo, y son los que hacen posible la unión del átomo con otros átomos iguales o diferentes.
D Enlace químico
Espacio en el cual se mueven los electrones, se caracteriza por poseer energía y describirse con formas geométricas según su característica. Se nombran como s, p, d, f
E Valencia
Es el resultante de la unión entre dos o mas elementos químicos. Por ejemplo, la molécula de agua (H2O) se
forma por dos hidrógenos y un oxígeno; o la molécula de ácido sulfúrico (H2SO4) formada por dos hidrógenos, un
azufre y cuatro oxígenos.
F Electrón de valencia
Sustancia que está formada por el mismo tipo de átomos. Su forma mas simplificada son los átomos. Se clasifican en la tabla periódica a través de la utilización de símbolos
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DANE: 24100600120101 NIT: 891.103.346-9y mediante características como el numero atómico. G Orbital
Unión entre dos o mas átomos para conformar moléculas mas complejas.
No olvides que puedes hacer uso del internet o de diccionarios que te ayuden a comprender algunos términos, con ello podrás solucionar tus dudas.
Conceptualización
En esta sección de la guía es donde encontrarás lo que necesitas aprender. Puedes utilizar un cuaderno para tomar apuntes de las ideas más importantes, además de releer las veces que sea necesario para memorizar los aspectos más relevantes del tema. ¡manos a la obra!
Teoría del enlace de valencia (TEV)
Esta teoría explica la forma como se unen los átomos para formar moléculas. Teniendo en cuenta que las moléculas pueden conformarse por dos o más átomos, la TEV explica cómo uno de los átomos tiende a hacer pares de electrones con los átomos de su alrededor. Gracias a los electrones de los diferentes átomos, se formará una molécula.
Por ejemplo, a continuación se puede ver la molécula del gas de hidrogeno (H2), el cual se forma al
unirse dos átomos del elemento hidrogeno. Cada átomo aporta su electrón (el número de electrones e- y protones p+ de un átomo depende del número atómico Z).
Cuando estos dos átomos se unen, pasan a compartir sus electrones formando un par de electrones. A esto se le denomina un enlace químico covalente (porque comparten electrones) y se obtiene (H2)
Ahora bien, debes recordar que los electrones de los átomos se encuentran ubicados en unos espacios denominados orbitales, que básicamente pueden tener varias formas así:
Por lo tanto, cuando dos electrones se unen, podríamos decir que también se unirían los respectivos orbitales, por lo que en esta teoría está incluida la combinación de dos orbitales atómicos de dos átomos distintos.
Es importante recordar que los electrones que participaban de enlaces están en la capa más externa del átomo. Se denominan electrones de valencia. La pregunta ahora es, ¿cómo es que los electrones logran mantener dos átomos unidos? La respuesta a esa pregunta indica que orbitales tienen la posibilidad de combinarse formando, al final, otro orbital distinto de los anteriores y por eso no podría llamarse más orbital atómico, sino que ahora se llamará orbital molecular.
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DANE: 24100600120101 NIT: 891.103.346-9Ejemplo: ¿Como se da el enlace formado por la molécula más simple (H2)? Para explicar este enlace
debemos imaginar que dos átomos de hidrógeno se aproximan de forma que sobreponen sus orbitales más externos (en este caso el orbital 1s). El resultado de esta superposición corresponderá a un nuevo orbital que engloba los dos núcleos. La imagen ilustra bien esta situación:
De arriba hacia abajo; a medida que dos átomos de H se acercan uno al otro, comienza la interacción de sus orbitales 1s (de forma redonda) y cada electrón comienza a sentir atracción por el protón del otro. Finalmente, la molécula de H2 que es estable se forma cuando aparece
un nuevo orbital molecular ovalado (un elipsoide) envolviendo a los dos átomos de hidrogeno.
Superposición de orbitales:
Recuerda que las cargas de los protones y de los electrones pueden atraerse o repelerse según la interacción. (cargas contrarias se atraen y cargas iguales se repelen)
Algunas interrogantes pueden ser extraídas de esta figura. Si los electrones presentan la misma carga, ¿cómo es que pueden mantenerse próximos uno del otro sin que exista una fuerza de repulsión intensa?
Para responder esa pregunta debemos analizar dos situaciones distintas: primera) como eran las atracciones electroestáticas de los átomos antes del enlace; segunda) como quedarán las atracciones electroestáticas luego del enlace.
Primera) – Inicialmente había para cada núcleo de hidrógeno, un único electrón, así que la fuerza de
atracción entre esos dos corpúsculos, a medida que se aproximaban era: el primer Protón (p1+) atrae a su respectivo Electrón (e1–); el segundo Protón (p2+) atrae a su respectivo Electrón (e2–)., más allá de las repulsiones de las partículas de cargas iguales. Las interacciones serán así:
p1+ ↔ e1– (atracción) p2+ ↔ e2– (atracción)
p1+ ↔ p2+ (repulsión) e2– ↔ e2– (repulsión)
Segunda) – Luego del enlace, se tiene un orbital nuevo, que engloba los dos núcleos y que acomoda
los dos electrones. Estos pueden estar en cualquier posición dentro del espacio delimitado por ese orbital. Aquí se puede decir que no hay mas distinción entre los electrones, porque tanto uno como el otro van a poder circular libremente dentro del orbital resultante. En este caso el electrón que originalmente vino del átomo 1, puede circular sin restricciones en torno del átomo 2 y viceversa. En este sentido decimos que los núcleos están compartiendo el par de electrones. Analicemos entonces como quedan las interacciones de atracción y repulsión entre los corpúsculos cargados eléctricamente.
p1+ ↔ e1– (atracción) p2+ ↔ e2– (atracción) p1+ ↔ e2– (atracción) p2+ ↔ e1– (atracción) p1+ ↔ p2+ (repulsión) e1– ↔ e2– (repulsión)
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DANE: 24100600120101 NIT: 891.103.346-9Vemos que luego del enlace el núcleo del primer átomo atrae, además del suyo propio, el electrón proveniente de otro átomo, aumentando así las fuerzas de atracción electroestáticas, que van a garantizar estabilidad a la molécula, haciendo que los núcleos permanezcan unidos. Otro factor que garantiza que los núcleos se mantengan unidos está en que el par de electrones permanece preferencialmente entre los dos núcleos, creando un efecto conocido como efecto de blindado, porque cuando los electrones están entre los núcleos, promueven una disminución de la repulsión p1+ ↔ p2+ (entre los núcleos), una vez que crean una “barrera”, impidiendo que un núcleo perciba al otro.
En conclusión, siguiendo la teoría de enlace de valencia, un enlace covalente se forma cuando hay una superposición (y consecuente combinación) entre dos orbitales atómicos. En el ejemplo anterior fueron combinados dos orbitales iguales (s + s). sin embargo, hay que dejar claro que los orbitales pueden combinarse en diferentes formas y de diferentes tipos. En la siguiente imagen hay algunos ejemplos:
Para profundizar en el tema, puedes revisar el siguiente enlace:
• https://sites.google.com/site/quimicamelbimbiris/---teoria-del-enlace-de-valencia-tev
Ejemplos:
A continuación, encontraras algunas preguntas con su respectiva solución. Estas te servirán de ejemplo para solucionar algunos puntos de la siguiente sección.
1. Cuál sería la representación grafica de las siguientes uniones de orbitales:
Clave: teniendo en cuenta las formas geométricas que tienen los orbitales, se debe realizar la
superposición frontal de dichos orbitales en un grafico donde se puedan apreciar las figuras originales. Para el ejemplo realizaremos la representación (s + p). Como el orbital
s
tiene forma circular y el orbitalp
tiene forma de dos lóbulos idénticos proyectados en un mismo eje, entonces al unir estos dos orbitales, el gráfico quedaría así.INSTITUCION EDUCATIVA SAN ADOLFO
DANE: 24100600120101 NIT: 891.103.346-91. ¿cuáles son los orbitales que se unirían en la molécula (LiH) y qué formas tendrían los orbitales
formados?
Clave: Es indispensable recordar que los enlaces químicos se producen gracias a los electrones de
valencia (electrones del último nivel de energía), y para conocer el orbital donde están los electrones de valencia, basta con realizar la configuración electrónica de cada átomo. Así:
• Configuración electrónica del Hidrogeno
(CE
1H) = 1s
1 • Configuración electrónica del Litio(CE
3Li) = 1s
22s
1puedes darte cuenta que es
s
para el hidrogeno y para el litio. Debido a esto, serán dos orbitaless
los que se deben unir y la respuesta será asíR/ los orbitales que se unirían en el hidruro de litio serían orbitales s y la forma del orbital resultante sería elipsoide
Práctica:
Ya tienes las herramientas necesarias para poner a prueba tus conocimientos. ¡Éxitos!
2. Elabora un cuadro donde puedas clasificar a) donde hay enlaces químicos, b) no hay enlaces
químicos. H, H2SO4, Na, H2, H2O, CO2, NaCl, Ag2, Mg
1. ¿si a la molécula de H2 se acercara un átomo de hidrogeno, sería posible formar una nueva
molécula con tres átomos de hidrogeno? Explica.
2. Cuál sería la representación grafica de las siguientes uniones de orbitales:
a. (s + s) b. (s + p) c. (s + d) d. (p + p) e. (p + s)
3. En las siguientes moléculas actúan los electrones de valencia: (HBr), dióxido de carbono (CO2),
ácido Clorhídrico (HCl) y cloruro de sodio (NaCl). ¿cuáles son los orbitales que se unirían en cada molécula y qué formas tendrían los orbitales formados?
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. Reconozco las partes del átomo que intervienen en un enlace químico
3. Identifico la forma en la cual interactúan las fuerzas de atracción y repulsión entre electrones y protones de los diferentes átomos.
4. Comprendo el término “electrón de valencia” y analizo su importancia en los enlaces químicos. 5. Comprendo el significado y diferencia entre términos como: elemento químico, átomo,
