A. VIVENCIA Elabora la siguiente sopa de letras y define los conceptos:

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1 INSTITUCIÓN EDUCATIVA COLEGIO ARTISTICO RAFAEL CONTRERAS NAVARRO AREA: CIENCIAS NATURALES PROFESOR; JESÚS ALONSO PABA LEÓN ENLACES QUIMICOS Cómo se forman las sustancias químicas? COMPETENCIA: Construye modelos de enlaces aplicando los conceptos de uniones químicas iónicas y covalentes de cualquier compuesto inorgánico de uso común en nuestra cotidianidad. DESEMPEÑOS: SABER: Diferencia los tipos de enlaces químicos iónicos y covalentes que se establecen para formar los compuestos inorgánicos. HACER: Construye modelos que demuestran la conformación de los enlaces iónicos y covalentes en compuestos inorgánicos sencillos y de uso común. SER: Valora la importancia del trabajo en colectivo y es asertivo con los propósitos que se proponen para el alcance de los desempeños. A. VIVENCIA 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

2 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. B.C. FUNDAMENTACIÒN TEÒRICA Y EJERCITACIÒN. 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. 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. AUMENTA A U M E N T A Ejercicio: Ordenar los siguientes elementos según su electronegatividad de mayor a menor: Fósforo, Magnesio, azufre, Bromo, Aluminio, Hierro y Litio. 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

3 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. Ejercicio: 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: 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.

4 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. 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 H 2 SO 4 y el HNO 3 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.

5 Algunas formas de representar las moleculares polares son: Ejercicios: Dibujar los diagramas de Lewis que expresen los enlaces en los siguientes compuestos: a. SiH 4 b. BaF 2 c. H 2 SO 4 Representar gráficamente las moléculas de cloruro de bromo BrCl y dióxido de carbono CO 2. 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. D. APLICACIÒN. Resuelvo con mis compañeros de grupo los siguientes ejercicios: 1. Cuantos electrones se encuentran en el nivel energético más externo de cada uno de los siguientes elementos: a. Mg e. K b. Al f. P c. Pb g. Li d. Br 2. Cuantos electrones son necesarios para que los siguientes átomos cumplan la ley del octeto: a. Mg b. O d. S e. Br c. H 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. H 2 O d. HBr e. N 2 c. Cl 2 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. d. Potasio y nitrógeno. e. Fluor y zinc. c. Calcio y oxigeno. 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 formulas: 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.

6 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. d. Cesio y azufre. e. Estroncio y oxigeno. c. Boro y cloro. f. Hierro y cloro. 9. Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis para cada una: a. HCN b. SO 3 d. SO 2 e. O 3 c. HNO 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 e. NH 3 b. H 2 O c. ICl d. BrCl f. Cl 2 O E. AMPLIACIÒN. Resuelvo en casa los siguientes ítems: 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. Por qué a los gases nobles no se les asigna generalmente valores de electronegatividad? 4. En cada uno de los siguientes grupos escoja el elemento con la electronegatividad mas baja: a. F Cl Br b. Ge As Sn Sb c. Rb Cs Fr 5. Existen algunos elementos que no cumplen la regla del octeto, explique porque tienen esta excepción y cite algunos ejemplos.