|
Asignatura: Química |
Grado: décimo |
Semana:1 – 5 de
junio |
|
Tema: Enlace químico |
||
|
Objetivo General: Diferenciar
el enlace iónico del covalente a partir de las diferencia de
electronegatividad y realizar las representaciones de Lewis para diferentes
compuestos. |
||
|
Actividad a Realizar por el estudiante: Desarrollar en el cuaderno de
química los ejercicios propuestos en la guía en el orden y forma indicados en
la misma. |
||
|
Criterios de Evaluación: Desarrollo correcto y completo de
la guía. Orden en el desarrollo de las
actividades. Entrega oportuna de las
actividades (fotos o archivos de Word.) Desarrollo completo de las
actividades propuestas en la guía en el cuaderno de química, y enviar
fotografías Jornada
mañana: profesor Fritz Navas WhatsApp 3043911178 Jornada tarde:
profesora Luz Marina
Ramírez WhatsApp 3203535647 o al correo ambientalmisaelpastrana@gmail.com Plazo máximo de entrega miércoles 03 de junio. |
||
Reflexión inicial
Hay
sustancias como el oxígeno que respiramos, el gas carbónico que exhalamos, el
agua, los carbohidratos y los lípidos o grasas que consumimos en los alimentos;
éstos y todos los compuestos están formados por átomos de varios elementos que
se combinan de diferentes maneras. Vamos a estudiar entonces ¿Por qué se unen
los átomos? ¿Cómo se unen? Y ¿Qué los mantiene unidos?
Conocimientos previos
Para
facilitar la comprensión de cómo se unen los átomos para formar un enlace
químico, realizaremos claridad sobre los siguientes conceptos:
·
Regla del octeto: Los trabajos realizados por Lewis y
otros científicos mostraron que los gases nobles no se combinan fácilmente con
otros elementos; una explicación de su baja reactividad es que estos elementos
en su nivel de energía más externo presentan una configuración electrónica
estable que corresponde a ns2 np6 con un total de ocho electrones. Los átomos
de los demás elementos alcanzan esta estabilidad en el último nivel de energía
mediante arreglos en su estructura electrónica. Estos arreglos se obtienen
perdiendo, ganando o compartiendo electrones con otros átomos. La regla en
conclusión dice que todos los elementos tienden a adquirir una configuración
estable en su último nivel de energía (completar 8 electrones). La excepción a
la regla es el átomo de hidrogeno, que solo completa dos electrones por
pertenecer al periodo 1 y tener solo un electrón en el primer nivel de
energía..
En la gráfica se pueden ver las
estructuras de Lewis para algunos compuestos, identificando claramente los
electrones de cada átomo que intervienen en el enlace.
·
Electrones de valencia: son los electrones del último nivel de
energía, y en los elementos representativos corresponden al número del grupo al
cual pertenece el elemento.
·
Valencia: es la capacidad de un átomo para
formar enlaces, para los elementos representativos de los grupos 1 al 4 la
valencia es el número del grupo, y para los elementos de los grupos 15 al
17 la valencia se obtiene restándole a ocho
el número de electrones de valencia del grupo al cual pertenece el elemento,
ejemplo:
El nitrógeno es del grupo 15, tiene 5
electrones de valencia, por tanto su valencia es 3,
8 – 5 = 3
·
Electronegatividad: capacidad para atraer electrones,
entre más electronegativo es un elemento más fácil atrae electrones.
Enlace químico
Se
denomina enlace químico la fuerza que mantiene unidos los átomos en una
combinación química. Los responsables de la formación de los enlaces son los
electrones de valencia de los átomos.
Del
tipo de enlace presente en los compuestos, dependen la mayoría de las
propiedades físicas y el comportamiento de una sustancia frente a otra; por
ejemplo, habrás notado que la parafina se funde a baja temperatura (43°C),
mientras que la sal tiene un punto de fusión elevado (801°C); que ciertas
sustancias se disuelven fácilmente en agua, mientras que otras no; y que el
etanol se evapora más rápido que el agua. Estas propiedades de las sustancias,
y muchas más, están relacionadas con el tipo de enlace químico.
Existen
tres clases de enlace químico: iónico, covalente y metálico.
Enlace
iónico: es el resultado de
la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro; es la pérdida o
ganancia donde un átomo dona electrones y otro los acepta. Debido a este
intercambio electrónico, los átomos se cargan positivamente al ceder electrones
o se cargan negativamente al recibirlos, estableciendo así una fuerza de
atracción electrostática que los enlaza.
Al
enlace iónico también se le conoce como enlace electrovalente y se forma
principalmente entre átomos con marcada diferencia de electronegatividades,
siendo la menor diferencia de electronegatividad 1,7.
Enlace
covalente: En
este enlace no se transfieren electrones, la fuerza de atracción surge al ser compartidos
los electrones. El enlace covalente tiene lugar entre dos átomos que comparten
uno o más pares de electrones, adquiriendo la configuración electrónica de un
gas noble.
Los enlaces covalentes
según el número de electrones compartidos pueden ser sencillos, dobles o
triples
Esta clasificación indica cuántos
electrones aporta cada uno de los átomos que participan en el enlace. Por
ejemplo en el enlace doble cada átomo
aporta dos electrones para compartir.
Observa
los cuatro electrones que participan en el enlace del oxígeno, estos se
denominan electrones enlazantes. Los
otros ocho electrones (cuatro de cada átomo de oxigeno) se denominan
desapareados o antienlazantes
Enlaces covalentes según
la diferencia de electronegatividad.
Los electrones que intervienen en el enlace
se pueden representar por medio de barras o líneas, que representan cada una el
par de electrones compartidos.
En el enlace covalente apolar los electrones son atraídos con igual fuerza por los dos núcleos de los átomos, ocasionando que los electrones se sitúen en el centro de ellos; esto explica la neutralidad eléctrica de la molécula. En el enlace covalente polar los electrones compartidos no son atraídos de la misma manera por los núcleos de los átomos, formando polos o densidades de carga parcialmente positivos.
Enlace covalentes según el número de
electrones que aporta cada átomo al enlace.
Los
enlace que hemos mencionado hasta el momento se caracterizan porque cada átomo
aporta igual cantidad de electrones, en ese caso hablamos de un enlace covalente
normal; pero existen enlaces covalentes en los que solo uno de los átomos
enlazados aporta la pareja de electrones. Este tipo de enlace se conoce como
enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de
electrones se denomina dador o donador y el que los acepta o recibe, receptor o aceptor; este tipo de enlace se representa mediante una flecha que
va del átomo que aporta el par de electrones al átomo que los recibe.
En este caso, tenemos el ácido
sulfúrico, en el cual podemos observar dos enlaces coordinados.
Las
reglas para realizar la estructura de Lewis y representar estos enlaces son:
1.
el elemento central será el de menor electronegatividad, en este caso el
azufre.
2.
El hidrogeno y los demás elementos del grupo 1 siempre irán a los extremos, ya
que no pueden formar más de un enlace, y siempre que sea posible se unen al
oxígeno.
3.
Se deben identificar los electrones de valencia de cada átomo, y verificar que
se cumpla la regla del octeto, de no ser así, como sucede en este caso, el
azufre forma enlaces sencillos con el oxígeno que ya está formando enlace con
el hidrógeno, y aporta dos electrones para formar el enlace con cada átomo de
oxígeno que no está formando más enlaces. Así cada átomo completa su octeto.
Actividades
1. Con ayuda de la tabla periódica, busca
el valor de la electronegatividad para los elementos que forman cada compuesto
y determina el tipo de enlace. Luego ordénalos de mayor a menor carácter
iónico. NO2, KCl, H2O, HI, BaS, NaH, LiF, NH3.
2. En los siguientes compuestos qué
elementos no cumplen la ley del octeto. Explica por qué
PCl5, H3PO4,
NaCl, SF6 , BF3.
3. Realiza las estructuras de Lewis para los compuestos que
se relacionan en el cuadro y complétalo.
Bibliografía
Chang, R. (2010).
Química. Décima edición. México. McGrawHil Educación.
Manco, F. (1994).
Química 10 General e inorgánica. Santafé de Bogotá. Migema ediciones.
Timberlake, K. y Timberlake,
W. (2008). Química segunda edición. México: PEARSON Pretince Hall.
No hay comentarios:
Publicar un comentario