BLOQUE+5+Q1

QBP. Miguel Angel Flores Villalobos 1

5 Interpretas Enlaces

químicos e interacciones

intermoleculares


INSTRUCCIONES:

Contesta los siguientes reactivos que servirán como parámetro de tus conocimientos ates de abordar los temas contenidos del bloque I, recuerda que este examen no formará

parte de tu calificación final, solo es una evaluación diagnostica.Anota tu respuesta dentro del paréntesis.

1. Es la capacidad de combinación que tiene un átomo y consiste en el numero de electrones que puede ganar o perder en su último nivel de energía. ( )a) Número de oxidaciónb) Valenciac) Afinidad electrónicad) Electronegatividad

2. El numero de oxidación del cromo en el compuesto K2Cr2O7 es: ( )a) -3b) +2c) -6d) +6

3. Tipo de enlace que resulta de la unión de dos átomos mediante la compartición de un par de electrones ( )

a) Iónicob) Covalentec) Metálicod) Puente de hidrogeno

4. ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta enlace iónico? ( )

a) HClb) CCl4c) CaF2

d) CO2

5. Enlace en la que se tienen cationes ordenados que comparten cargas sumergidas en un mar de electrones ( )

a) Puente de hidrogenob) Covalente polar


6. Es la capacidad de atracción que tienen los elementos ( )

a) Afinidad electrónicab) Energía de ionizaciónc) Electronegatividadd) Regla del octeto

7. Enlace intermolecular entre un protón y otro átomo de gran electronegatividad ( )

a) Iónicob) Covalentec) Metálicod) Puente de hidrogeno

8. Compuesto que presenta puentes de hidrogeno ( )

a) NaClb) H2Oc) O2

d) HF

9. Son las fuerzas de atracción que se da entre moléculas ( )

a) Enlace atómicob) Enlace metálicoc) Enlace iónicod) Enlace molecular

10. Son las fuerzas intermoleculares que se dan entre dos moléculas polares ( )a) Dipolo – dipolo inducido

Total de aciertos: ______


5.1 ENLACE QUÍMICO 5.1 ENLACE QUÍMICO

Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.

Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!

+ Metal de sodioGas de Clorosal de mesa

Esto es posible gracias a la formación de un enlace el cual se define como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos. Cuando los átomos se unen para formar moléculas, hay un intercambio de electrones de valencia, esto es, de los electrones de la capa más externa de cada átomo. Esta unión que es la más estable, se logra porque los átomos ganan, pierden o comparten electrones y la atracción resultante entre los átomos participantes recibe el nombre de enlace químico, los cuales pueden ser iónico, metálico y covalente, este ultimo dividido en polar, no polar y coordinado

En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.

Su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.

5.2 ENUNCIA LA REGLA DEL OCTETO 5.2 ENUNCIA LA REGLA DEL OCTETO

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=s

http://www.visionlearning.com/library/pop_glossary_term.php?oid=4560&l=s


Como ya se menciono en la lectura anterior, que mediante el enlace químico, los átomos se unen para formar moléculas o estructuras cristalinas; pero siguen determinadas reglas al momento de enlazarse, siendo la más importante de ellas la llamada "regla del octeto".


La regla del octeto establece que, al formarse un enlace químico, los átomos adquieren, pierden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga 8 electrones.

Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros o inertes tienen esta estructura de 8 electrones en su capa de valencia, con excepción del helio, quien sólo posee 2 electrones en total y es estable así (se suele llamar "regla del dueto" a la estabilidad alcanzada con sólo 2 electrones en la capa de valencia).

La estabilidad química de los gases inertes se atribuye a esta configuración electrónica, y es debido a esta estabilidad el que los gases inertes reacciones casi no reaccionen, excepto a condiciones extremas de temperatura (entre 62ºC y 272ºC bajo cero).

Electrones de ValenciaElectrones que se encuentran en la Capa de Valencia.Por ejemplo el magnesio que tiene una capa de valencia 3s2, tiene 2 electrones de valencia.

Elemento Capa de Valencia Electrones de Valencia

Mg 3s2 2

Cl 3s2 3p5 7

Al 3s2 3p1 3

O 2s2 2p4 6

Los grupos en la tabla periódica nos pueden indicar los electrones de valencia de los elementos por ejemplo el magnesio esta en grupo IIA por lo tanto tiene 2 electrones de valencia, en el caso del Cloro el esta en el grupo VII A por lo tanto tiene 7 electrones de valencia

La estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos.

El número de electrones de valencia de los elementos representativos es igual al grupo donde se encuentran.

Las Estructuras de Puntos de Lewis

Alrededor del símbolo existen cuatro lados imaginarios (un cuadrado) y existe la capacidad de dos electrones por lado (la estructura de Lewis de un átomo puede tener hasta 8 electrones de valencia).


Escribe sobre la línea uno de los conceptos que aparecen entre paréntesis el cual corresponda de manera correcta en el texto

Escribe sobre la línea uno de los conceptos que aparecen entre paréntesis el cual corresponda de manera correcta en el texto

Elemento Grupo Electrones de valencia

Puntos de Lewis

Te

Br

P

Ca

C


Completa la tabla y realiza las estructuras de Lewis

Completa la tabla y realiza las estructuras de Lewis

El enlace químico es la fuerza de _______________________ (unión/transferencia), que se da entre los ____________________ (compuestos/átomos), de los elementos, para formar _______________ (sustancias/compuestos), mediante los electrones de valencia, que se pueden representar con las _______________________ (reglas de las octavas/estructuras de Lewis) a través de puntos alrededor del _________________________ (símbolo/átomo). Estos electrones se pueden ganar, _____________________ (perder/desintegrar), o __________________ (ceder/compartir) para formar el enlace, cumpliendo la ___________________________ (ley de conservación/ regla del octeto) la cual menciona que para lograr una estabilidad como la de los _______________________ (halógenos/ gases nobles) se debe tener ocho electrones en su _________________(ultimo/primer) nivel.

5.3 FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS

5.3 FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS

Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico.


En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:

Sodio (en la izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha)

Un ión de sodio cargado Positivamente (Izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha)

Resultado

En los enlaces iónicos, los metales tienden a formar iones cargados positivamente (cationes) ya que en su último nivel tienen 1 2 o 3 electrones lo cual hace que tengan una electronegatividad menor por lo que tienden a perder electrones, en tanto que los no metales tienden a formar iones cargados negativamente (aniones) ya que en su último nivel tienen 5, 6 y 7 electrones por lo que tienen una electronegatividad mayor lo que hace más fácil ganar electrones y completar su octeto que perderlos.

CATIÓN ANIÓN


1. Un elemento pierde electrones (catión)

2. Un elemento gana electrones (anión)

3. Unión entre cargas opuestas

Se da entre elementos de muy distinta electronegatividad

Se da entre un metal y un no metal

Existe una transferencia total de electrones

ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS ENLACE FORMADO FORMULATIPO DE ENLACE

Na + Cl

Ca + I

Be + O


EJEMPLOS

Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces iónicos

Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces iónicos


K + F

Sn + S

Ca + O

Mg + Br

Li + O


Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas más grandes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.

Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1

Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1

Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1

Cristal de Cloruro de Sodio Esquema de Cristal NaCl


Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,

Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),

Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,

En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,

Puntos de ebullición y fusión elevados

Solubles en compuestos polares

Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos.

El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

5.4 DEFINE EL CONCEPTO DE ENLACE COVALENTE 5.4 DEFINE EL CONCEPTO DE ENLACE COVALENTE



Enlace covalente

No metal + No metal

Electro negatividadesmuy parecidas o iguales

Comparten electrones

POLAR NO POLAR COORDINADO

NM + NM diferentes

NM + NM iguales

NM + NM un átomo pone los 2 electrones

HCl H2 H2SO4

EJEMPLOS

CONOCE LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES TIPO DE ENLACE COVALENTE

CONOCE LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES TIPO DE ENLACE COVALENTE


Cl + H

Br + O

N + O


Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces covalentes polares

Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces covalentes polares


H + S

P + N

P + O

Cl + C

Se + O


EJEMPLO


Cl + Cl


H + H

O + O

I + I

N + N


Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces covalentes no polares

Realiza los siguientes ejercicios para formar enlaces covalentes no polares

Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.

El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio, N H 4 + , a partir del amoniaco,NH3, y del ion de hidrógeno, H+.

En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón H+ para formar el ion amonio, N H 4 + . El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H+, el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas noble He.


los electrones están compartidos en molécula covalentes

no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas.

Como resultado, muchos compuestos covalentes son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos

en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil.

al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

5.5 ENLACE METALICO 5.5 ENLACE METALICO


Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. A esto se le conoce como modelo de la nube o del mar de electrones.

Son maleablesSon dúctilesBuenos conductores de la electricidadPuntos de fusión y ebullición elevadosBrillo metálico

Los enlaces metálicos se presentan en aleaciones como: bronce, amalgamas, joyería, etc.

Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos desprovistos de sus electrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los cationes. Los metales en estado sólido forman un retículo cristalino tridimensional, en cuyos nudos hay los cationes metálicos, y entre ellos se mueven libremente los electrones de valencia. Puede decirse que los orbitales atómicos de valencia se superponen en gran número dando lugar a bandas de energía continuas en las que los electrones se desplazan libremente.

MATERIALMETALES QUE FORMAN

LA ALEACIÓNAPLICACIÓN


5.6 FUERZAS INTERMOLECULARES 5.6 FUERZAS INTERMOLECULARES

Realiza una investigación de los nuevos materiales (aleaciones) utilizadas en los diferentes campos

Realiza una investigación de los nuevos materiales (aleaciones) utilizadas en los diferentes campos


Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante.

¿Qué clase de fuerzas intermoleculares puede haber entre átomos o moléculas no polares? Desde luego no pueden ser fuerzas dipolo – dipolo si las partículas no son polares.

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido.

FUERZAS DE LONDON


Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del negativo de otra.

Se establecen atracciones cuya intensidad depende de la carga de su dipolo

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO

Al acercarse un dipolo a una molécula no polar genera sobre ésta una distorsión de la nube de e-, originando un dipolo transitorio.

Las fuerzas de dispersión de London, las fuerzas dipolo-dipolo y dipolo- dipolo inducido integran las llamadas fuerzas de van der Waals. El puente de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo- dipolo particularmente fuerte, que se trata por separado por ser unos pocos los elementos que participan en su formación.

PUENTE DE HIDRÓGENO

Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo.

Ocurre en moléculas muy polares que poseen átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a hidrógeno. Ejemplos: HF; H2O y NH3.

La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H.

Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes.


Realiza una investigación de las características del agua

Realiza una investigación de las características del agua

CARACTERISTICAS GENERALES

PROPIEDADES FÍSICAS PROPIEDADES QUÍMICAS


Con la información de la investigación del agua realiza un tríptico que promueva el cuidado del agua y pégalo aquí

Con la información de la investigación del agua realiza un tríptico que promueva el cuidado del agua y pégalo aquí


Con la información vista en este bloque completa el cuadro comparativo de los diferentes enlaces

Con la información vista en este bloque completa el cuadro comparativo de los diferentes enlaces

PORCENTAJE CONOCIMIENTOS

FIRMA DEL PADRE

CALIFICACIÓN BLOQUE 5

ACTIVIDADES

ENLACE CONDICIONES DE FORMACION DE ENLACE

PROPIEDADES EJEMPLOS

IONICO

COVALENTEPOLAR

COVALENTENO POLAR

METALICO

PUENTEDE HIDROGENO


EVALUACIÓN SUMATIVABLOQUE V

EVALUACIÓN SUMATIVABLOQUE V

ACTIVIDAD 2

ACTIVIDAD 2

ACTIVIDAD 5

ACTIVIDAD 5

ACTIVIDAD 4

ACTIVIDAD 4

ACTIVIDAD 1

ACTIVIDAD 1

ACTIVIDAD 3

ACTIVIDAD 3

ACTIVIDAD 6

ACTIVIDAD 6

NOMBRE DEL ALUMNO GRUPO:NOMBRE DEL ALUMNO GRUPO:

CONOCIMIENTO 50%ACTIVIDADES 30 %

PRÁCTICA 20 %

CONOCIMIENTO 50%ACTIVIDADES 30 %

PRÁCTICA 20 %

ACTIVIDAD 7

ACTIVIDAD 7

ACTIVIDAD 8

ACTIVIDAD 8

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