Presentación e Instrucciones de Trabajo para el Periodo 3
Hola chicos y niñas, ante todo bienvenidos a esta nueva experiencia en el medio digital y virtual. Les dejo abajo el Link de Lectura y Descarga de la Guía-Taller No. 6 con una duración de 3 - 4 semanas ó 12 a 16 horas de trabajo en Clases, para su apropiación y uso a través de sus dispositivos celulares.
Gilbert Lewis, quien desarrolló la comprensión de los enlaces químicos por medio de su método y la Regla del Octeto
Link de Lectura y Descarga Guía Taller No. 6 Enlace Químico
https://www.dropbox.com/s/ortunf7w1qbbj11/Gu%C3%ADa-Taller%206.%20Enlace%20Qu%C3%ADmico.pdf?dl=0
¡OJO!
EJE GENERADOR PERIODO 3: ENLACE QUÍMICO
1. PRECONCEPTOS
Asistimos a la relación entre los electrones de valencia y la regla del octeto por medio del siguiente mapa conceptual:
RECURSOS MULTIMEDIALES
Enlaces Químicos, clases de enlaces y propiedades periódicas
QUÍMICA. Tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico
Enlaces Químicos
ENLACES QUÍMICOS Y ESTRUCTURA ATÓMICA
Valencia (Química)
Estructura de Lewis paso a paso. Enlaces Químicos
Enlace Covalente y Enlace Iónico
El número máximo de electrones que puede poseer un átomo en su nivel energético más externo es ocho. Esta configuración sólo la poseen los gases nobles; estos elementos se caracterizan por una elevada estabilidad química.
Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad, que su energía sea mínima, es decir, intentan alcanzar o cumplir con el octeto.
Enlace químico entre el Sodio (Na) y el Cloro (Cl)
Cuando dos átomos se aproximan sus cortezas electrónicas comienzan a influirse mutuamente. Si esta influencia conlleva que la energía del sistema compuesto por los dos átomos unidos sea menor que la que tienen por separado, se producirá el enlace químico (Figura 1):
Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que conduzcan la formación de una agrupación estable, entre esos átomos hay un enlace.
Las fuerzas de atracción del enlace van aproximando a los átomos hasta una determinada distancia a partir de la cual empiezan a actuar fuerzas de repulsión de los núcleos entre sí y de las cortezas entre sí. A esta distancia de equilibrio le corresponde una energía potencial mínima y se denomina longitud de enlace.
2.1. ENLACE IÓNICO
Cuando se enfrentan elementos de electronegatividades muy diferentes, se produce una cesión de electrones del elemento menos electronegativo al más electronegativo, formándose los respectivos iones positivo y negativo. La diferencia de las electronegatividades de estos dos iones debe ser mayor a 1,7 para que se forme el enlace tipo iónico.
Figuras 2 y 3. Enlace iónico entre el Cloro (Flúor a la derecha: anión: gana 1 electrón, gana carga negativa) y el Sodio (Litio, izquierda: catión: cede 1 electrón, gana carga positiva). Créditos: Colombia Aprende; Elías Navarrete, Lima, Perú.
El enlace iónico es, por lo tanto, la unión de iones de signo contrario mediante fuerzas electrostáticas. Los iones no forman moléculas aisladas, sino que se agrupan en redes cristalinas: un ion se rodea del máximo número posible de iones de signo opuesto. El tipo de red que se forme dependerá del tamaño relativo de los iones positivos y negativos (por ejemplo el NaCI (figura 3) tiene, para cada tipo de iones, tiene una estructura cúbica centrada en las caras).
Al estudiar los diferentes compuestos iónicos, principalmente sus características, podemos concluir que son bastante importantes para aclarar las propiedades que poseen las sustancias, propiedades como: dilatación, puntos de fusión y ebullición entre otras.
Estas son algunas de las características de las sustancias iónicas:
b) Debido a la fuerte atracción eléctrica entre sus iones tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Hace falta mucha energía para separar los iones y destruir la red cristalina.
c) Por la misma intensidad de atracción iónica son duros. Pero a la vez son frágiles y poco flexibles, porque un pequeño desplazamiento de su estructura enfrenta iones del mismo signo que se repelen.
d) Poseen coeficientes de dilatación pequeños, es decir, ofrecen resistencia a la dilatación.
e) En general, se disuelven bien en disolventes polares como el agua. La energía necesaria para la rotura de la red viene suministrada por la energía desprendida en el proceso de solvatación. Los iones de la superficie del cristal atraen a las moléculas del disolvente, las cuales separan y rodean a los iones del cristal (se dice que los iones se encuentran solvatados).
f) En estado sólido no conducen la electricidad porque los iones están en posiciones fijas. Si se funden o se disuelven sus iones adquieren movilidad y se vuelven conductores.
2.2. ENLACE COVALENTE - TEORÍA DE LEWIS. TIPOS DE ENLACES
Para explicar la existencia de moléculas como F2, NH3 formadas por elementos con la misma electronegatividad o electronegatividades próximas, Lewis propone la existencia del enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la unión de átomos mediante la compartición de pares de electrones para adquirir una configuración electrónica estable, formando moléculas (figura 4). Para que se presente un enlace covalente la diferencia de electronegatividades entre los iones debe ser menor a 1,7.
En los diagrama de Lewis los electrones de valencia se simbolizan por puntos. En ocasiones, para adquirir la estructura de gas noble, los elementos comparten dos o tres pares de electrones, por ejemplo:
Figura 4. Enlace covalente de la molécula de agua. En ambos casos, se comparten electrones entre el O y el H, permitiendo que alcancen el octeto. Créditos: Colombia Aprende.
2.2.1. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS
Podemos hablar en el enlace covalente de dos tipos, partiendo de las diferencias de electronegatividades de sus elementos que los compongan:
Covalente apolar: al realizar la diferencia de electronegatividades entre los elementos que conforman el compuesto, esta es de cero (figura 5).
Figura 5. Enlace covalente apolar. La diferencia de electronegatividades es 0. Hay un equilibrio o simetría en la forma molecular. Créditos: Colombia Aprende.
3.1.2. Covalente polar: al realizar la diferencia de electronegatividades entre los elementos que conforman el compuesto, está en el rango de 0.1 a 1.8 aproximadamente (figura 6).
Figura 6. Enlace covalente polar. La diferencia de electronegatividades está entre 0,1 y 1,8. Hay un desequilibrio en la forma molecular. Créditos: Colombia Aprende.
3. GEOMETRÍA MOLECULAR
Es la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, la polaridad, magnetismo y actividad biológica entre otras (tabla 1).
La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula (uso de la App Molecular Constructor). Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc.
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, la cual se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí.
Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo:
N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres
Este dato permite saber la orientación angular de la molécula:
Tabla 1. Geometría molecular según la polaridad de la molécula y los iones y átomos que la componen. Créditos: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/344-geometria-molecular-teoria-rpecv.html
4. TALLER No. 6. APLICACIÓN DE CONCEPTOS Y EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE
Para cada uno de los siguientes compuestos determine si es un compuesto covalente polar, apolar o iónico. Realice sus estructuras de Lewis y modele sus estructuras en 3D con la ayuda de la App Molecular Constructor o en las siguientes páginas web de simuladores:
https://www.mn-am.com/online_demos/corina_demo_interactive http://biomodel.uah.es/en/DIY/JSME/draw.es.htm.
Tutorial sobre el manejo de simuladores de moléculas 3D online:
A continuación también dejaré un videotutorial sobre el manejo de la App Molecular Constructor:
a) MgO
b) CuSO4
c) KI
d) Zn(OH)2
e) NaCl
f) AgNO3
g) LiF
h) Cl2
i) BH3
j) AlF3
k) BeH2
l) NaOH
m) MgCl2
n) CO
o) C2H6O
p) KOH
q) Na2SO4
r) CaCl2
s) Fe2S3
t) KBr
u) CaCO3
v) NaClO
w) K2SO4
x) CO2
y) CH4
z) C2H6
aa) H2O
bb) KMnO4
cc) H2O2
dd) H2S
ee) SO2
ff) HCN
gg) NH3
hh) BeF2
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