enlaces químicos e interacciones intermoleculares · inertes tienen esta estructura de 8...
TRANSCRIPT
113
5
Enlaces químicos e interacciones intermoleculares
114
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 oxidación
b) Valencia
c) Afinidad electrónica
d) Electronegatividad
2. El numero de oxidación del cromo en el compuesto K2Cr2O7 es: ( )
a) -3
b) +2
c) -6
d) +6
3. Tipo de enlace que resulta de la unión de dos átomos mediante la
compartición de un par de electrones ( )
a) Iónico
b) Covalente
c) Metálico
d) Puente de hidrogeno
4. ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta enlace iónico? ( )
a) HCl
b) CCl4
c) CaF2
d) CO2
5. Enlace en la que se tienen cationes ordenados que comparten cargas
sumergidas en un mar de electrones ( )
a) Puente de hidrogeno
b) Covalente polar
c) Metálico
d) Iónico
115
6. Es la capacidad de atracción que tienen los elementos ( )
a) Afinidad electrónica
b) Energía de ionización
c) Electronegatividad
d) Regla del octeto
7. Enlace intermolecular entre un protón y otro átomo de gran
electronegatividad ( )
a) Iónico
b) Covalente
c) Metálico
d) Puente de hidrogeno
8. Compuesto que presenta puentes de hidrogeno ( )
a) NaCl
b) H2O
c) O2
d) HF
9. Son las fuerzas de atracción que se da entre moléculas ( )
a) Enlace atómico
b) Enlace metálico
c) Enlace iónico
d) Enlace molecular
10. Son las fuerzas intermoleculares que se dan entre dos moléculas polares
( )
a) Dipolo – dipolo inducido
b) Enlace covalente coordinado
c) Dipolo – dipolo
d) Enlace iónico
Total de aciertos: ______
116
5.1 DEFINE EL CONCEPTO DE 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 sodio Gas de Cloro sal 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.
117
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 Valencia Electrones 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
5.2 ENUNCIA LA REGLA DEL OCTETO
118
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).
119
Elemento Grupo Electrones de
valencia
Puntos de Lewis
Te
Br
P
Ca
C
Escribe sobre la línea uno de los conceptos que
aparecen entre paréntesis el cual corresponda
de manera correcta en el texto
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.
120
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
5.3 DESCRIBE LA FORMACIÓN DEL ENLACE IÓNICO
121
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 FORMULA TIPO DE
ENLACE
Na + Cl
Ca + I
Be + O
EJEMPLOS
122
ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS ENLACE FORMADO FORMULA TIPO DE
ENLACE
K + F
Sn + S
Ca + O
Mg + Br
Li + O
Realiza los siguientes ejercicios para
formar enlaces iónicos
123
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.
124
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.
Enlace covalente
No metal + No metal
Electro negatividades
muy 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
5.4 DEFINE EL CONCEPTO DE ENLACE COVALENTE
5.5 CONOCE LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS
DIFERENTES TIPO DE ENLACE COVALENTE
125
ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS
FORMULA
TIPO DE
ENLACE
Cl + H
Br + O
N + O
EJEMPLO
ANOTACIONES:
126
ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS ENLACE FORMADO FORMULA TIPO DE
ENLACE
H + S
P + N
P + O
Cl + C
Se + O
Realiza los siguientes ejercicios para
formar enlaces covalentes polares
127
ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS ENLACE FORMADO FORMULA TIPO DE
ENLACE
Cl + Cl
ELEMENTOS PUNTOS DE LEWIS ENLACE FORMADO FORMULA TIPO DE
ENLACE
H + H
O + O
I + I
N + N
EJEMPLO
Realiza los siguientes ejercicios para
formar enlaces covalentes no polares
128
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.
5.6 EXPLICA LASS PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS COVALENTES
129
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.
5.7 DESCRIBE LAS TEORIAS QUE EXPLICAN EL
ENLACE METALICO
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.
130
MATERIAL METALES QUE FORMAN
LA ALEACIÓN APLICACIÓN
Son maleables
Son dúctiles
Buenos conductores de la electricidad
Puntos de fusión y ebullición elevados
Brillo metálico
Los enlaces metálicos se presentan en aleaciones como:
bronce, amalgamas, joyería, etc.
5.8 RECONOCE LAS CARACTERÍSTICAS DEL
ENLACE METÁLICO
Realiza una investigación de los
nuevos materiales (aleaciones)
utilizadas en los diferentes campos
131
5.9 REFIERE LA FORMACÓN DE LAS
FUERZAS INTERMOLECULARES
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.
132
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.
¿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.
133
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.
5.10 IDENTIFICA LAS CARACTERISTICAS DE LOS
COMPUESTOS QUE PRESENTAN PUENTE DE HIDROGENMO
134
Realiza una investigación de las
características del agua
CARACTERISTICAS GENERALES
PROPIEDADES FÍSICAS
PROPIEDADES QUÍMICAS
135
Con la información de la investigación
del agua realiza un tríptico que promueva
el cuidado del agua y pégalo aquí
136
ENLACE CONDICIONES DE
FORMACION DE ENLACE
PROPIEDADES EJEMPLOS
IONICO
COVALENTE
POLAR
COVALENTE
NO POLAR
METALICO
PUENTE
DE HIDROGENO
Con la información vista en este bloque
completa el cuadro comparativo de los
diferentes enlaces
137
EENNLLAACCEESS QQUUÍÍMMIICCOOSS
INTRODUCCIÓN: Investiga que es un enlace iónico, covalente polar y no polar y enlace
metálico
1. Colocar el primer reactivo en el circuito para verificar si conduce la electricidad
2. Apuntar el dato en la tabla de resultados
3. Colocar el segundo reactivo y así sucesivamente con todas las sustancias
4. Completar la tabla de resultados con las formulas y en base a esto el tipo de enlace
PROCEDIMIENTO
MATERIAL
6 VASOS DE PRECIPITADO DE
250 ml
CIRCUITO
REACTIVOS
AGUA DESTILADA
AGUA DE LA LLAVE
VINAGRE
ACIDO CLORHIDRICO
CLORURO DE CALCIO
CLORURO DE SODIO
138
Sustancia Formula Conduce
electricidad
Tipo de enlace
Agua
destilada
Vinagre
Agua de la
llave
Cloruro de
calcio
Acido
clorhídrico
Cloruro de
sodio
RESULTADOS
DIBUJOS
CONCLUSIONES
139
FIRMA DEL PADRE
PORCENTAJE
CONOCIMIENTOS
PRACTICA
ACTIVIDADES
EVALUACIÓN SUMATIVA
BLOQUE V
ACTIVIDAD 2
ACTIVIDAD 5
ACTIVIDAD 4
ACTIVIDAD 1
ACTIVIDAD 3
ACTIVIDAD 6
NOMBRE DEL ALUMNO GRUPO:
CONOCIMIENTO 50%
ACTIVIDADES 30 %
PRÁCTICA 20 %
PRÁCTICA 5
ACTIVIDAD 7
ACTIVIDAD 8