PARCIAL 2

[Seleccionar fecha]

Enlaces químicos

¿Cómo se forman los compuestos? El planteamiento de la existencia de enlaces químicos nace en el siglo XIX, antes de descubrir los electrones. En los primeros modelos propuestos, los científicos representaban a los átomos como estructuras con ganchos y estos, a su vez se unían a otros para formar compuestos. Pero la idea quedo descartada ante la aparición del modelo actual, el cual explica que la unión de los átomos reside en los electrones de valencia. Por ello, los átomos se unen entre sí, por medio de fuerzas de atracción, las cuales estudiaremos en esta unidad.

Parcial 2

Página 1

Parcial 2 E N L A C E S Q U Í M I C O S

TEMA 1. BREVE HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA.

APERTURA

Como se mencionó en el parcial anterior, la quimica es la ciencia encargada de estudiar el universo, es decir la materia, que esta a su vez se clasifica en homogénea y heterogénea. Que de las mezclas

homogéneas existen soluciones y sustancias puras.

Las sustancias puras son los elementos quimicos y estos están formados por átomos.

actualments se sabe que existen mas de 106 elementos químicos entre naturales y sinteticos, clasificados de diferente manera y representados simbólicamente

Parcial 2

Página 2

APERTURA.

EVALUACIÓN DIAGNOSTICA.

I. Contesten las siguientes preguntas. a) ¿Qué conceptos básicos aplica la industria química para el planteamiento de la creación de un nuevo material?

_____________________________________________________________________________________

b) ¿Qué rama de la Química será la encargada de dicho estudio?

c) ¿Cuál será la finalidad de la investigación de los nuevos materiales?

II. Observa las siguientes cantidades y clasifícalas con base en alguna característica común que tú

establezcas.

0.002 1 X 107 7x -2x 300 XX

1 X 10-3 0.145 900 XIV 1 X 103 ½x

III 700 1 X 10-23 1 X 1016 0.309 1 X 10-9

III. Escribe en tu cuaderno los grupos formados e indica el criterio de clasificación de cada uno.

¿Qué utilidad le darías a la clasificación dentro del estudio de la Química?

En contexto Los nuevos materiales, La espuma de titanio.

Científicos del Fraunhofer IFAM, en Dresden, Alemania, han logrado mezclar espuma de poliuretano

con una solución de polvo de titanio para conseguir un nuevo material altamente resistente y ligero.

Una de sus principales aplicaciones podría ser médica, para regenerar huesos. Esta espuma de titanio

tiene propiedades mecánicas similares y, al ser poroso, el hueso puede crecer en su interior,

integrando el implante con el hueso de forma natural.

(Fragmento tomado de: Gizmodo en español, Manuel Ángeles Méndez)

Contesta de manera individual cada una de las siguientes preguntas y posteriormente expresa

tus ideas ante el grupo.

a) ¿Qué conocimientos de la Química crees que ayudaron a establecer este tipo de material?

b) ¿Cómo conocerías las características del titanio?

Parcial 2

Página 3

https://www.youtube.com/watch?v=gFWlla4ltAI la tabla periódica su historia y su significado

https://www.youtube.com/watch?v=vYLdY0e6vZc el sueño de mendeleiev

https://www.youtube.com/watch?v=qUvAmDCJ16s enlaces químicos

DESARROLLO

¿Para qué aprendemos?

La tabla periodica e un instrumetno que reune la mayor parte del conocimiento de la Química, ya que en ésta se encuentran clasificados todos los elemtos químicos; fue creada hace mas no se ha modificado: los nuevos elementos descubiertos han podido ser incorporados congruentemente a ella

El termino periódica se debe al hecho de que los elementos presentan

patrones regulares de variación de sus propiedades tanto físicas como químicas. Este hecho ayuda a su estudio,ya que conociendo las

caracteristicas fundamentales de algunos elementos, es posible deducir

las de los demás elementos separándolos en gruos o familias.

¿Cómo aprendemos?

El diseño y estructura de la tabla periodica fue evolucionando a traves

de la historia debido a las aportaciones de diversos científicos.

1 TABLA PERIODICA

Distribución de Tiempo

Etapa Tiempo asignado

Apertura 1 hora

Desarrollo 10 horas

Clase invertida 4 horas

Cierre 1 hora

Total Clase 12 Horas

Clase invertida 4 Horas

Parcial 2

Página 4

Historia de la tabla periódica

Etapa Aportación

Siglo V. a C. Empédocles reunió las teorías de sus predecesores y propuso no una, sin cuatro

sustancias primordiales, los cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego, en distinta

proporción, deba lugar a la vasta variedad de sustancias que se presentan en la

naturaleza.

Aristoteles añadió a estos cuatro elementos un quinto elemento, el éter o quinta

esencia, que formaba las estrellas, mientras que los cuatro formaban las sustancias

terrestres.

Siglo XVI El último gran alquimista, Theophrastus Bombasteus von Hohenheim, más conocido

como Paracelso, natural de Suiza, introdujo un nuevo elemento: la sal.

1787 El químico francés Antoine Lavoisier, elaboró una lista de 33 elementos conocidos

hasta ese momento. Estos eran representaciones de una sola dimensión.

1829 Johann Wolfgang Dӧbereiner descubrió que los elementos con propiedades

semejantes pueden estudiarse agrupándolos en ternas o tríadas, en las que el

elemento central tiene una masa atómica aproximadamente igual a la media

aritmética de las masas atómicas de los otros dos.

1862-1864 Alexandre-Émile Beguyer de Chancourtois y John Alexandre Reina Newlands dijeron

que si se clasificaran los elementos según el orden creciente de sus masas atómicas

(excluyendo el hidrogeno), después de colocar siete elementos, en el octavo se

repetían las propiedades del primero. Debido a las semejanzas de la distribución con

la escala musical, se le llamó Ley de las octavas de Newlands.

1869 El químico ruso, Dimitri Ivanovich Mendeléiev y su homólogo alemán, Julius Lothar

Meyer, dispusieron los elementos conocidos (53) en líneas, una debajo de la otra, de

manera que los que tenían igual valencia se hallaban ubicados en una misma hilera

horizontal. Estos elementos mostraban un gran parecido en sus propiedades. Debido

al aumento y disminución periódica de valencias y propiedades, igualmente

repetidas en las diversas filas, a esta ordenación se le llamo tabla periódica de los

elementos. Mendeléiev previó las propiedades químicas y físicas de tres elementos

que años después serían descubiertos: escandio, galio y germanio.

1871 Los trabajos de Moseley relativos al estudio de los espectros de rayos X de los

elementos permitieron conocer el respectivo número atómico. Se comprobó que al

organizar los elementos según el orden creciente del número atómico las parejas que

resultaban alteradas en la ordenación de Mendeléiev se hallaban correctamente

dispuestas. De este modo se establece el sistema periódico actual.

1936 Se descubre el primer elemento artificial, de número atómico 43, el tecnecio,

mediante el método de Fermi (bombardear un átomo con neutrones acelerados con

un ciclotrón).

1940-1958 El grupo dirigido por Glenn T. Seaborg en EE. UU. Descubre los elementos del 94 al

102.

1955-1974 Durante la Guerra Fría, rusos y norteamericanos compiten para sintetizar los

elementos, mediante la técnica de fusión en frio.

1996 Se obtiene el elemento 112 al hacer chocar un átomo de zinc con uno de plomo a

altas velocidades. Su vida media es de 240 microsegundos y se consiguieron solo 2

átomos.

1997 Se nombran los elementos 104 (Rutherfordio, Rf), 105 (dubnium, Db), 107 (bohrium,

Bh), 108 (hassium, Hs) y 109 (meitherium, Mt).

2004 El elemento 111, roetgenium (Rg), es aprobado por el consejo de la UIQPA.

Parcial 2

Página 5

2010 El elemento cupernicium (Cn), el 112 de la tabla periódica, es aprobado para su

integración a la misma.

2012 Los elementos 114 y 116 son nombrados flerovium y livermorium, respectivamente

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Elaboren un mapa mental que describa cada época

señalada en la tabla anterior considerando sus

características sociales, políticas y científicas.

Parcial 2

Página 6

TEMA 2. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.

2.1. UBICACIÓN Y CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Elaboren un resumen de la presentación

Revisar la presentación de Power Point la tabla periódica y

propiedades químicas

Parcial 2

Página 7

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

En cada una de las siguientes tablas marca lo que se te

indique.

a) Enumera, nombra y colorea las familias utilizando un color para cada una de ellas

b) Enumera y colorea los periodos (utiliza un color para cada uno)

Parcial 2

Página 8

c) Colorea los bloques, cada uno de ellos con diferente color e indica con cuantos electrones se llenan.

d) colorea los metales, no metales y metaloides utilizando un color diferente en cada uno

Parcial 2

Página 9

2.2 LO ELEMENTAL DE LOS ELEMENTOS.

La palabra “elemento”, conforme a la hipótesis más aceptada, procede de las letras del alfabeto

latino: l, m, n y t que leídas suenan “el” -“em”- “en”-“te” o “elemente” (en latín elementum). Las letras l,

m, n en la antigüedad tenían el significado actual de a, b, c, es decir lo básico. Es posible que, al

formar la palabra “elemento”, se quiera aludir a que si las palabras se componen de letras, también

las distintas sustancias se componen de elementos.

Los elementos son una mezcla de átomos iguales.

2.3 NOMBRES DE LOS ELEMENTOS.

El nombre de un elemento expresa la propiedad física o química más característica del mismo, tal

como un olor (p. ej. Bromo; del griego bromos, fetidez), un color (p.ej. Cloro; del griego chloros, verde

amarillento), o su reactividad química (p.ej. Argón; del griego argos, inerte); o el compuesto del cual

fue obtenido (p. ej. Potasio; de la potasa). Algunos nombres de los elementos honran a algún

personaje real o mitológico (p. ej. Einsteno, en honor a Albert Einstein; o Prometio, en honor a

Prometeo, un Titán); a algún lugar (p. ej. Californio, en honor a California) o a un cuerpo celeste (p.ej.

Uranio, en honor al planeta Urano).

En el lenguaje químico un elemento puede designarse por su nombre, por su símbolo o por su número

atómico.

Los nombres de los elementos son diferentes de un idioma a otro; pero los símbolos son universales.

2.4 SIMBOLOS QUÍMICOS.

Un símbolo químico es la representación de un elemento mediante la abreviación de su nombre.

El símbolo representa tres conceptos:

1) Al elemento en general

2) Representa a un solo átomo

3) Representa un mol

Por ejemplo: El símbolo Al representa al elemento aluminio, a un átomo o a un mol (6.022X1023; 602

200 000 000 000 000 000 000; seiscientos dos mil doscientos trillones de átomos de aluminio,

Numero de Avogadro)

2.5 LA NOMENCLATURA UIQPA DE LOS ELEMENTOS.

Para describir químicamente cualquier sustancia pura requieres los símbolos de los elementos que la

forman. Si todavía no dominas los símbolos te recomendamos que los estudies por familias.

Primero los representativos (familias IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA), luego los elementos de

transición y, finalmente los lantánidos, actínidos y transactínidos.

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Ejercicios de elementos representativos.

Parcial 2

Página 10

a) Resuelve las siguientes sopas de letras utilizando colores.

METALES ALCALINOS Y ALCALINOTÉRREOS

Encierra en un círculo los símbolos de los elementos correspondientes.

Litio,

magnesio,

rubidio,

bario,

francio,

sodio

Fm Sn Dy Au Fr

Ra Ba Zn Na Cl

Pb Te Li Kr Ge

Al Se Lu Br Cu

Bi Mg Rb La Bk

Localiza e ilumina los nombres de los elementos correspondientes. Pueden encontrarse en todas

direcciones: horizontal, vertical, diagonal e invertida.

Be K

M A G N E S I O Z Y E C

E O O I D I B S R H F A

D I R U B I D I O M C L

Ca Sr

C R Q X E D E Q W D G C

R A W C R G F A S T I I

T B E R I L I O X G Y O

Cs Ra

Y W R G O I T I L B H D

K K T B L J B C E I N F

P F Y N I K T N D K U G

L Y U M P L H O C M J K

H C I O O X M R R O M H

N V O I M Z J T F L Q R

M G D S N O I S A T O P

O A P E B C I E V P T V

R O Ñ C V V L Z T W N E

Parcial 2

Página 11

METALES DEL BLOQUE P

Encierra en un círculo los símbolos de los elementos correspondientes.

Aluminio

Indio

Antimonio

Plomo

Polonio

At Ir Dy Se Fr

Ge In Zn Ti Pb

Sb Te Li Eu Ge

Al Tl Lu Ta Cu

Bi Mg Rb La Po

Encierra en un círculo los símbolos de los elementos correspondientes.

Ga

Sn

Tl

Bi

At

T O R I O Ñ A T S E

M A B I S M U T O S

R A L U M I N I O T

A E U I O T A T S A

G E R M O N I O A Ñ

SEMIMETALES O METALOIDES

Encierra en un círculo los símbolos de los elementos correspondientes.

Am Te Ga Germanio

Arsénico

Telurio

Ge Se Mn

Tc Lu As

Parcial 2

Página 12

NO METALES

Localiza en el recuadro de la derecha los nombres de los elementos correspondientes e ilumina cada

uno con un color diferente.

H S B

A A G B E S I O Z Y E C

Z O O O D I B S R H F A

U I R R B I C I O O C R

C Br N

F L U O R D L Q W M G B

R A W C R F O S F O R O

E B E R I L R O X R Y N

Cl I

Y O D O O I O I L B H O

S E L E N I O C E I N F

P F O N I E T N D K U G

F Si

L Y N M P L G R C M J K

H C E O O X O O R O M H

N V G I M G J T R L Q R

P Se

M G I S E O I S A T O P

O A X N B C I E V P I V

R O O S I L I C I O N N

METALES DE TRANSICIÓN

Encuentra los nombres de los siguientes elementos

Ti, V, Cr, Ni, Zn, Y, Mo, Ru, Pd, Cd, Ta, W, Re, Ir

O I M D A C A R B O N O S H R

I G A R Q O I M A R F L O W U

L D Y B P J I Q U I O B A I T

A T T K C P V Z X Y M Ñ M W E

T U R P T I T A N I O K C L N

N V I L E U Q I N T R Q D T I

A M O L I B D E A A C I R S O

T U N S T E N O D N D Y D I W

W D T S X E O D A T E C N I Z

T R E N I O N E D B I L O M O

Parcial 2

Página 13

ESCRIBE EL NOMBRE ESCRIBE EL SIMBOLO

Au Cr Plata Cobalto

Cu Fe Cadmio Hafnio

Hg La Iridio Molibdeno

Mn Ni Niobio Osmio

Pd Re Platino Rutenio

Rh Ti Escandio Tantalio

Tc W Vanadio Itrio

Zr Zinc

LANTANIDOS, ACTINIDOS Y TRANSACTINIDOS

ESCRIBE EL NOMBRE ESCRIBE EL SIMBOLO

Ac Bk Americio Bohrio

Ce Cf Curio Dubnio

Dy Er Europio Einstenio

Fm Hs Gadolinio Holmio

La Lr Lutecio Mendelevio

Mt Nd Neptunio Nobelio

Pr Pa Prometio Plutonio

Rf Sg Samario Terbio

Tm U Torio Ununnilio

Uuu Uuh Ununbio Ununoctio

Yb

ESCRIBE UNA (M) SI SE TRATA DE UN METAL Y UNA (N) SI ES UN NO METAL

Azufre ( ) Calcio ( ) Yodo ( )

Sodio ( ) Fosforo ( ) Mercurio ( )

Cobre ( ) Plata ( ) Uranio ( )

Hidrogeno ( ) Hierro ( ) Cromo ( )

Argón ( ) Boro ( ) Selenio ( )

ESCRIBE UNA (G) SI SE TRATA DE UN GAS, UNA (L) SI ES UN LIQUIDO Y UNA (S) SI ES UN

SOLIDO ACONDICIONES AMBIENTALES.

Platino ( ) Carbono ( ) Yodo ( )

Cloro ( ) Galio ( ) Oxigeno ( )

Mercurio ( ) Nitrógeno ( ) Sodio ( )

Niquel ( ) Bromo ( ) Silicio ( )

Helio ( ) Magnesio ( ) Oro ( )

Parcial 2

Página 14

RELACIONA LAS SIGUIENTES COLUMNAS

1) brilla en la oscuridad al contacto con el aire S ( )

2) del latín carbo Cr ( )

3) Davy lo obtuvo por electrolisis de la sal I ( )

4) Del aleman zink Hg ( )

5) Se relaciona el brillo del metal con la aurora solar Cu ( )

6) “Formador de agua” cuando se quema Na ( )

7) De vapores color violeta Cl ( )

8) Significa “masa blanca” K ( )

9) Ferrum nombre antiguo del elemento P ( )

10) Se encuentra en la fluorita y significa “piedra que fluye” O ( )

11) Del latín mercurius Ag ( )

12) De color verde amarillento Sn ( )

13) Del latín sulphur, nombre antiguo del elemento H ( )

14) Del latín platus, nombre antiguo del elemento Fe ( )

15) Del griego chroma, color. Por la variedad de colores de sus compuestos Bi ( )

16) Davy lo obtuvo por electrolisis de la sosa cáustica Zn ( )

17) Davy lo obtuvo por electrolisis de la potasa cáustica F ( )

18) Del Stannum, lo llamaban plumbum álbum o candium Ca ( )

19) Significa “formador de ácidos” Au ( )

20) Chipre fue casi la única fuente del metal para los latinos antiguos C ( )

Parcial 2

Página 15

REALIZAR LA PRACTICA NUMERO 6 DEL CUADERNILLO DE PRACTICAS

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Resolver el siguiente cuestionario de metales, no metales

y semimetales.

1) Excelente conductividad eléctrica y del calor, maleabilidad y ductilidad así como brillo,

corresponde a las propiedades de los:

_________________________________________________________________________________

2) Su apariencia física es de un metal, pero su comportamiento químico es el de un no metal:

_________________________________________________________________________________

3) El elemento más metálico es:

a) Au b) Pt c) Cs d) Cu

4) El elemento mas no metálico es:

a) O b) S c) F d) P

5) Base del sistema monetario internacional, se emplea en joyería, en la industria electrónica, etc:

a) Ni b) Au c) Ag d) Cu

6) Es el mejor conductor del calor y la electricidad, se usa en fotografía, joyería, en la elaboración de

espejos, etc. México es uno de los principales productores a nivel mundial:

a) Au b) Ag c) Fe d) Cu

7) Es muy dúctil y maleable, su conductividad térmica y eléctrica sólo la supera la plata, su principal

uso es como conductor eléctrico y aleaciones:

a) Co b) Ni c) Fe d) Cu

8) En la corteza terrestre es el cuarto elemento más abundante después de O2, Al y Si, es el metal

que más produce el hombre en el mundo y se usa en la elaboración de aceros:

a) Co b) Ni c) Fe d) Cu

9) Metal blanco amarillento, arde con luz roja carmín, se usa en la fabricación de juegos artificiales,

su mineral es la celestita de la cual México es uno de los principales productores a nivel mundial:

a) Be b) Mg c) Ca d) Sr

10) Metal de color gris azulado, blando, maleable y muy pesado, se usa en acumuladores, en

pinturas, tuberías, soldadura, metal de imprenta, etc.:

a) Si b) Ge c) Sn d) Pb

11) Gas de color amarillento verdoso claro, desagradable y picante, se obtiene a partir de la

fluorita de la cual México es uno de los principales productores a nivel mundial. Se usa en la

producción de freones, teflón, grabado decorativo del vidrio, etc.:

_________________________________________________________________________________

12) Presenta 5 formas polimórficas cristalinas, las más importantes, cerillos, insecticidas, medicinas,

etc.: _____________________________________________________________________________

13) Sus alótropos más comunes son el rómbico, monoclínico, plástico y amorfo, se obtiene por el

método Frasch y se usa en fertilizantes, insecticidas, vulcanizado, pinturas, ácido sulfúrico, etc.:

_________________________________________________________________________________

Parcial 2

Página 16

14) Sus formas alotrópicas más comunes son diamante y grafito además presenta estructuras amorfas

como coque, negro de humo, hulla turba, etc.:_____________________________________________

15) Los elementos de la tabla periódica se dividen en tres grandes grupos:

_________________________________________________________________________________

TEMA 3. PROPIEDADES PERIODICAS

3.1 VALENCIA

Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones y valencia es el número

de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una

reacción química o para establecer un enlace con otro elemento.

Valencia Iónica: El número de electrones que un átomo gana o pierde en la combinación con otros átomos mediante un enlace iónico Ejemplo. El calcio (Ca) pierde dos electrones al formar enlaces iónicos por tanto su valencia iónica es 2 El azufre (S) le faltan 2 electrones en su capa de valencia puede captar 2 electrones

¿Para qué aprendemos?

Dimitri Mendeleiev estableció la llamada ley periodica: "Las propiedades de los elementos son función periodica de sus masas atomicas", que es la base del sistema periódico moderno.

En 1913, el físico inglés Henry Moseley, a través de la experimentación, afirmó que se

podia conocer el número de protones presentes en cada elemento, al cual dio el

nombre de número atómico.

gracias a este descubrimiento, se estableció que era el número atómico, y no la masa atómica, lo que establecía la

ley periódica. Por ello, actualmente podemos observar en el sistema

periódico moderno que los elementos están ordenados con base en su número atómico. Las propiedades que varían de

forma gradual al movernos en un determidado sentido en el sistema

periódico reciben el nombre de propiedades peródicas

¿Cómo aprendemos?

La comprensión de estas propiedades y su periodicidad te permitirán entender meor la formación de los enlaces de los compuestos simples que abordaremos mas adelante dentro de esta unidad.

Parcial 2

Página 17

Valencia Covalente: Número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente. Ejemplo:

El Carbono (C) comparte cuatro electrones al formar enlaces covalente. El siguiente cuadro resume la valencia de los elementos dentro de los distintos grupos o familias de la

tabla periódica.

3.2 RADIO ATÓMICO

Se define como la distancia que existe del centro del centro del núcleo a la capa más externa o de

valencia.

Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms.

El tamaño del átomo aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye a lo largo del periodo.

Parcial 2

Página 18

3.3 ELECTRONEGATIVIDAD.

Es la capacidad de un átomo para atraer a los electrones de otro átomo combinándose y así formar un enlace químico (compuesto químico). Según L. Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre. La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto ABn y la media de las energías de los enlaces homopolares A-A y B-B. R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables. E. G. Rochow y A. L. Allred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado. La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas. La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo.

Parcial 2

Página 19

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Elabora un mapa conceptual en donde se describan las

características de las propiedades periódicas

Parcial 2

Página 20

TEMA 4. ENLACES INTERATOMICOS E INTERMOLECULARES

Revisar la presentación de Power Point Enlaces quimicos

ENLACES QUIMICOS

Distribución de Tiempo

Etapa Tiempo asignado

Apertura 1 hora

Desarrollo 10 horas

Clase invertida 4 horas

Cierre 1 hora

Total Clase 12 Horas

Clase invertida 4 Horas

Parcial 2

Página 21

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Elaboren un resumen de la presentación

TEMA 4.1 ENLACES QUÍMICOS

Se llama enlace químico a la interacción entre dos o más átomos que se unen para formar una

molécula estable.

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones buscando mayor estabilidad (tienden a

alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es decir, la molécula formada representa un

estado de menor energía que los átomos aislados.

Parcial 2

Página 22

En general, cuando se unen dos elementos representativos, tienden ambos a completar su octeto (8

electrones en su última capa), adquiriendo configuración electrónica de gas noble (s2p6), distribución

electrónica de máxima estabilidad.

A los elementos de transición no les resulta fácil alcanzar esa estructura, debido a los orbitales d,

incompletos, habrían de eliminarse o captarse un número excesivo de electrones. Estos elementos, al

formar el enlace, alcanzan otras configuraciones de especial estabilidad, como por ejemplo las

configuraciones electrónicas con orbitales d semillenos o completos (d5 o d10).

Para describir el enlace se utilizan los símbolos ideados por Lewis:

Se escribe el símbolo del elemento, rodeado de tantos puntos como electrones tiene en su última capa

(capa de valencia). Así:

Li , C , O , etc.

De manera aproximada se puede predecir el modelo de enlace de un compuesto poniendo atención

al carácter metálico (basado en la posición en la tabla) de los elementos participantes:

Los metales se unen mediante enlace metálico.

Dos o más, no metales se unen mediante enlace covalente.

Un metal y un no metal se unen mediante enlace iónico.

¿Qué elementos son los “hombres” de la tabla y que elementos serían las “mujeres”?

Es un hecho que en la sociedad hay hombres y mujeres y que el enlace que los une es el enlace

matrimonial, ¿Cómo puede ayudar esta situación a explicar el enlace químico?

ANTECEDENTES

La estructura electrónica el enlace químico

La partícula subatómica clave que diferencia los modelos de enlace es el electrón. En la unidad 1

aprendimos que los electrones no están dispersos al azar en el átomo sino se acomodan en un

ordenamiento, al que llamamos configuración electrónica.

Los puntos que debemos recordar entre la configuración electrónica y la posición de un elemento en

la tabla son:

1) El número de electrones del ultimo nivel energético (electrones de valencia) de la configuración de

un elemento determina su valencia.

2) El número de electrones de valencia también determina el grupo o familia A o B del elemento en la

tabla.

3) El tipo de orbital del electrón diferencial corresponde al bloque de la tabla en que se localiza el

elemento (s, p, d o f).

4) El número cuántico, n, del electrón diferencial corresponde al periodo del elemento en la tabla.

2e 8e 7e periodo 3 familia VІІA

(7 electrones de valencia)

1s2 2s22p6 3s23p5

Regla del Octeto

En 1916 Walter Kossel (Berlin 4.1.1988 – Tubingen 22.5.1956) y Gilbert Newton (Weymouth, Mass

22.10.1875 – Berkeley, Calif 23.3.1946) propusieron un esquema que explica el enlace químico.

Una de las características principales de los gases nobles o inertes, es su extrema estabilidad química.

Debido a que los gases nobles están completos sus niveles energéticos.

17Cl

Parcial 2

Página 23

La tendencia de los demás elementos es tener niveles energéticos completos como los gases nobles,

para ello pierden, ganan o comparten electrones. Los átomos se combinan porque tienden a

completar 8 electrones en su último nivel (estructura de un gas noble).

Ocho electrones de valencia es una configuración estable. Esto es válido para muchos elementos

excepto para el hidrogeno que se completa con 2 electrones y tiene la configuración electrónica del

helio.

Estructuras de Lewis

¿Cómo escribir una configuración electrónica?

Escribir todos los electrones de una configuración electrónica (notación chorizo) es laborioso y para

explicar los enlaces no es necesario. Solo se necesitan los electrones de valencia. La representación

más sencilla se llama estructura de Lewis.

En la estructura de Lewis los electrones de valencia de un átomo se pueden simbolizar mediante

puntos los del otro mediante cruces.

El número de electrones en el último nivel para un átomo es igual a la familia a la que pertenece.

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Escribe la estructura de Lewis para los siguientes

elementos

H

Ni

B

C

F

Ca

І

Al

Ag

Fe

Cs

As

Cu

N

Mn

O

N

K

Zn

Mg

TEMA 4.2 ENLACE IONICO

Hombre con mujer metal con no metal

(Caso común en la especie humana genera el enlace iónico principalmente, aunque también podría ser

covalente polar)

Regla del octeto: Los átomos tienden a adquirir una configuración estale de 8 electrones en su nivel

de valencia

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Si el metal pertenece a la familia ІA o ІІA y se une a un no metal de la familia VІІA, es más seguro

afirmar que el enlace es iónico.

ІA o ІІA + VІІA Enlace iónico

El enlace matrimonial puede ser: por la iglesia, por los civil, unión libre, por….etcétera.

Estas reglas predicen el tipo de enlace en un compuesto con un pequeño margen de error. No existen

los compuestos 100% iónicos, siempre hay una mezcla de carácter iónico y covalente.

TEMA 4.3 ENLACE COVALENTE

No metal con metal enlace covalente

El enlace covalente puede ser de tres tipos:

a) Covalente no polar, puro u homopolar.

Se obtiene cuando los elementos de la tabla que se unen son los mismos no metales.

Ejemplos: H2 , N2, O2, F2, Cl2, Br2, І2.

Cuando los elementos anteriores se representan en forma elemental en una reacción química, deben

llevar el subíndice 2 que indica que se trata de una molécula diatómica (hay algunas excepciones

como P4 y el S8).

Los demás átomos de la tabla al representarlos en su forma elemental en una reacción química no

llevan subíndice alguno, debido a que son elementos monoatómicos.

Ejemplos: Ca, Li, Sc, Cu, Pt, Au, Hg, etc.

b) Covalente polar o heteropolar.

Se obtiene cuando los elementos que se unen son no metales y además son diferentes entre ellos.

Ejemplos: H2S, CH4, NH3, PCl5, H2O, H2CO3, H2SO4, etc.

c) Covalente coordinado

Se obtiene cuando los elementos que se unen son no metales y comparten un par electrónico (donde

solo uno de ellos aporta el par de electrones)

TEMA 4.4 ENLACE METÁLICO

Metal con metal enlace metálico

Cualquier metal o aleación presenta este tipo de enlace.

Ejemplo: Al, Cu, Acero, Laton, Au, etc.

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ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Siguiendo las reglas anteriores, indica el tipo de enlace:

H2S _______________

Ni2O3______________

BCl3_______________

CH3 –CH3_______________

HF________________

CaІ2______________________

І2_________________

Al_________________

Ag________________

FeO_______________

CsBr_______________

AsCl3______________

CuІ2______________

NO2_______________

MnO2_____________

Bronce_____________

N2________________

KCl_______________

ZnCl2______________

MgO______________

ENLACE A PARTIR DE LAS DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDADES.

Cuando dos átomos se unen por medio de un enlace químico y su diferencia de electronegatividades

se encentra entre los siguientes rangos, el tipo de enlace será:

a) Igual a 0 Enlace covalente no polar

b) Mayor a 0 y menor de 1.7 Enlace covalente polar

c) Igual o mayor a 1.7 Enlace iónico

El 1.7 indica 50% de carácter covalente. El mismo Pauling reporta que diferencias de

electronegatividades menores de 1 tienen un 2% de error y valores mayores tienen 10%. En la

media que este valor crece, el carácter iónico aumenta y viceversa. Esto significa que los compuestos

iónicos tienen algo de carácter covalente.

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ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Verifica el tipo de enlace con este sistema para los

ejercicios anteriores.

H2S _______________

Ni2O3______________

BCl3_______________

CH3 –CH3_______________

HF________________

CaІ2______________________

І2_________________

Al_________________

Ag________________

FeO_______________

CsBr_______________

AsCl3______________

CuІ2______________

NO2_______________

MnO2_____________

Bronce_____________

N2________________

KCl_______________

ZnCl2______________

MgO______________

FUERZAS INERMOLECULARES

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

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FUERZAS ION-ION

Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga:

Los iones con cargas de signo opuesto se atraen

Los iones con cargas del mismo signo se repelen

La magnitud de la fuerza electrostática viene definida por la ley de Coulomb y es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa (Figura de la izquierda).

Con frecuencia, este tipo de interacción recibe el nombre de puente salino. Son frecuentes entre una enzima y su sustrato, entre los aminoácidos de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas (Figuras inferiores).

Los aminoácidos cargados de una proteína pueden establecer enlaces iónicos (puentes salinos) dentro de una proteína o entre proteínas distintas

Las cargas positivas de la proteína (en azul) se disponen en torno a la hélice del DNA cargada negativamente

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FUERZAS ION-DIPOLO

Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.

Por ejemplo, el NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido (Figura inferior izquierda).

La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones (Figura inferior derecha).

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FUERZAS ION DIPOLO-INDUCIDO

Tienen lugar entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que convierte (de modo transitorio) en una molécula polarizada. En este momento se produce una atracción entre el ión y la molécula polarizada.

Un ejemplo de esta interacción es la interacción entre el ión Fe++ de la hemoglobina y la molécula de O2, que es apolar. Esta interacción es la que permite la unión reversible del O2 a la hemoglobina y el transporte de O2 desde los pulmones hacia los tejidos (ver tabla inferior).

Unión reversible del O2 a la hemoglobina Quitando y poniendo el cursor en la figura inferior se ven las diferencias entre las formas oxigenada y no oxigenada de la hemoglobina

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FUERZAS HIDROFOBICAS

En un medio acuoso, las moléculas hidrofóbicas tienden a asociarse por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua. Lo hace por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian parainimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas(ver tabla inferior).

En medio acuoso, cada molécula de lípido obliga a las moléculas de agua vecinas a adoptar estados más ordenados (las que están sombreadas de color azul)

Cuando las moléculas de lípido se agregan, sólo están más ordenadas las moléculas de agua que están en contacto directo con el agregado. Al ser menos, la entropía aumenta.

Este fenómeno se denomina efecto hidrofóbico y es el responsable de que determinados lípidos formen agregados supramoleculares. Son ejemplos de fuerzas hidrofóbicas:

las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas)

las que se establecen en el interior de una micela durante la digestión de los lípidos

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las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares

La membrana celular es una bicapa lipídica

Micela formada por moléculas anfipáticas

Apiñamiento de aminoácidos apolares (azul) en el interior de una proteína globular

FUERZAS DE VAN DEL WAALS

Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza (Figura de la derecha).

El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.

Las fuerzas de van der Waals incluyen:

Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno

Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye) Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o

fuerzas de London)

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva (Figura inferior izquierda).

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados (Figura inferior derecha).

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PUENTES DE HIDROGENO

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo (Figura de la derecha). Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:

muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de

aproximarse al núcleo del hidrógeno

Estas condiciones se cumplen en el caso de losátomos de F, O y N.

El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar y el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas (Figura de la izquierda). Se trata de un enlace débil (entre 2 y 10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande.

La distancia entre los átomos

electronegativos unidos mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados (Figura de la derecha).

Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de dormar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua

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pase al estado gaseoso.

Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que:

condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos y

está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de biomoléculasen multitud de procesos fundamentales para los seres vivos

FUERZAS DIPOLO INDUCIDO

Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas.

Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua.

FUERZAS DIPOLO INDUCIDO – DIPOLO INSTANTANEO

También se llaman fuerzas de dispersión o fuerzas de London. En muchos textos, se identifican con las fuerzas de van der Waals, lo que puede generar cierta confusión.

Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las

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irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de undipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos (ver tabla inferior).

En promedio, la distribución de cargas en torno a una molecula apolar es simétrica y no hay momento dipolar

Las fuerzas de London son fuerzas de atracción entre dipolos que surgen de forma transitoria

Sin embargo, a tiempos cortos la nube electrónica puede fluctuar, creando momentos dipolares instantáneos

Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las moléculas. Son mínimas en los gases nobles (He, Ne), algo mayores en los gases diatómicos (H2, N2, O2) y mayores aún en los gases poliatómicos (O3, CO2).

ACTIVO

MI

APRENDIZAJE

Con la información anterior realiza un mapa mental-

conceptual

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CIERRE.

Ver el video https://www.youtube.com/watch?v=qUvAmDCJ16s enlaces químicos

Comentar en grupo.

Realizar la practica correspondiente a enlaces químicos del manual de prácticas de química I