proyecto q-1

Equipo 4 Grupo 240-A

-González Velázquez Leilani

-Silva Toledo Cynthia Michelle

-Torta García Jaqueline

-Pedraza Loaiza Gabriela Naxely

-Gutiérrez Muciño María Fernanda

ANEXO 60

¿EN QUÉ DIFIEREN LOS ÓXIDOS METÁLICOS DE LOS NO METÁLICOS?

¿Cómo son los óxidos metálicos y los óxidos no metálicos?

Todo lo que existe en la naturaleza está formado por elementos químicos los cuales se encuentran la mayor parte de las veces combinados unos con otros formando compuestos.

El mundo que nos rodea se compone de muchos tipos de compuestos. Existen algunos tan simples como el cloruro de sodio (sal de mesa) o el azúcar para

endulzar. Otro compuestos son óxidos metálicos y óxidos no metálicos, dentro de los primeros podemos mencionar por su importancia al óxido de calcio llamado comúnmente cal que se utiliza en la manufactura de acero y cemento; de entre los

óxidos no metálicos son importantes el dióxido de carbono y el agua que son productos de la combustión.

La cal, así como otros óxidos metálicos, son sólidos a temperatura ambiente.

Mientras que los óxidos de los no metales como el dióxido de carbono y el agua, el primero es un gas y el segundo es líquido a temperatura ambiente. En general los

óxidos metálicos son sólidos, mientras que los óxidos no metálicos pueden ser sólidos, líquidos o gases. ¿Puede la estructura de estos compuestos ayudarnos a explicar estas diferencias?, veamos cómo.

Enlace químico

Para entender la forma en que unos elementos se unen a otros y la influencia que tienen en las propiedades de los compuestos formados, debemos tener presente

que se requiere de energía para que un átomo de un elemento se una a otro y forme una molécula; al unirse químicamente el compuesto formado tiende a

alcanzar una mayor estabilidad, obteniéndose el nivel más bajo de energía que puede tener y que la unión entre los átomos de esos elementos se debe a la distribución electrónica que posee cada uno en su último nivel.

Cuando se dice que dos átomos están enlazados entre sí, quiere decir que se encuentran muy cerca uno del otro y que se mantienen unidos bajo la acción de

ciertas fuerzas; lo que llamaremos de aquí en adelante enlace químico. Estas uniones entre átomos pueden ser: entre átomos de un mismo elemento o entre átomos de elementos distintos.

Al estudiar la formación y las propiedades de diversos compuestos, se han

generado algunos modelos para explicar las uniones entre los elementos que los constituyen, la naturaleza de estas uniones va a determinar las propiedades físicas y químicas de los distintos compuestos, así tenemos que el cloruro de







sodio NaCl que es un sólido a temperatura ambiente y presenta puntos de fusión y ebullición muy altos, o bien, el alcohol etílico que es un líquido a temperatura ambiente y sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos.

Para entender la forma en que los elementos se unen a otros y la influencia que

esto tiene en las propiedades de los compuestos resultantes es necesario recordar, como ya lo vimos en la primera unidad de este curso, que:

- La energía juega un papel fundamental en los procesos que ocurren en la

naturaleza ya que sin ésta no se podrían realizar infinidad de cambios. Así, para que un elemento se una a otro para formar un compuesto se requiere de

energía en sus diversas manifestaciones (calor, luz, corriente eléctrica, energía química).

- Al formarse químicamente un compuesto éste tiende a alcanzar una mayor

estabilidad, obteniéndose el nivel más bajo de energía (cuando un átomo se une a otro para formar una nueva sustancia, dichos átomos tienden a alcanzar

una mayor estabilidad). - Las propiedades físicas y químicas de los elementos están determinadas por el

número de electrones que tienen sus átomos en el último nivel (electrones de

valencia). ¿Por qué se forma un enlace?

De acuerdo con el número atómico de los elementos, los electrones se distribuyen en diferentes niveles de energía. Al establecer la distribución electrónica de los

elementos se ha encontrado que para el caso de los gases nobles, con excepción del helio (grupo VIIIA ó 18) tienen 8 electrones en su último nivel. Anteriormente estos gases se consideraban inertes, es decir, incapaces de reaccionar frente a

otra sustancia, lo cual se atribuyó a la distribución de sus electrones en su nivel exterior, ocho. Esta idea fue la base para plantear que: el número de electrones

del último nivel de energía tiene que ver con la forma de reaccionar de los elementos para formar compuestos.

Pero, antes de continuar, es necesario que recordemos algunos conceptos fundamentales como ¿qué dice la regla del octeto?, ¿qué es el diagrama de

Lewis?

Regla del octeto. Los átomos que participan en las reacciones químicas tienden a adoptar la configuración electrónica propia de un gas noble (con excepción del

helio), tienen ocho electrones en su último nivel, lo cual le confiere estabilidad a sus átomos. La regla del octeto se puede cumplir cuando existe una transferencia

de electrones de un átomo a otro, o bien, por el hecho de compartir uno o más pares electrones.







Diagrama de Lewis. Es la representación de los electrones del último nivel de un átomo por medio de puntos, pequeños círculos o cruces, con la finalidad de visualizar lo que ocurre con estos electrones al formarse el enlace químico (este

modelo es una forma sencilla de representar enlaces y nada tiene que ver con la forma geométrica o espacial de la estructura del átomo o de la molécula). Cabe

destacar que los electrones del último nivel de un átomo son los responsables del comportamiento químico. Por ejemplo. Para representar esos electrones se ubica el elemento en la tabla

periódica, por ejemplo el cloro está en el grupo VIIA(17) y período 3, y su número atómico es 17, así la distribución electrónica para este átomo es la representada

en la figura 1 donde en su última capa tiene 7 electrones que son los que se representan con puntos en el diagrama de Lewis en la figura 2.

2e 8e 7e

Cl ׃

Niveles 1 2 3

Figura 1 Figura 2

Fig. 1 Distribución electrónica según Bohr para el átomo de cloro, Fig. 2 Representación de los electrones del último nivel según Lewis

18

17 +







ANEXO 61

Cuestionario.

Ejercita lo aprendido: En la siguiente tabla dibuja para cada elemento el correspondiente número de

electrones de la capa externa de acuerdo a su posición en los grupos representativos (grupos A) de la tabla periódica.

IA (1) IIA (2) IIIA (13) IVA (14) VA (15) VIA (16) VIIA (17) VIIIA (18)

H

Be

He

Na

Mg

B

C

N

O

F

Ne

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te I

Xe

Cs

Ba

Ti

Pb

Bi

Po

At

Rn







Fr

Ra

ANEXO 62

FORMACIÓN DE ENLACES INTERATÓMICOS

Transferencia o compartición de electrones en los enlaces iónicos y covalentes. El hecho de que entre algunos elementos se transfieran electrones y otros los

compartan para formar compuestos, da origen a los enlaces químicos. Para que se forme un compuesto químico es necesario que los átomos de los

elementos que se van a combinar se acerquen uno al otro, de tal forma que exista una interacción entre ellos. De acuerdo con las propiedades de estos átomos se generan diferentes tipos de enlace.

Enlace iónico

Este tipo de enlace es aquel que resulta de la atracción electrostática entre un catión y un anión. El átomo de sodio cede un electrón al cloro, por lo que se convierten en iones Na+ y Cl-

Na – 1e Na+

Cl + 1e Cl-

Al transferir el sodio su único electrón de la última capa al átomo de cloro, obtienen ambos la estructura electrónica estable correspondiente a la del gas

noble más próximo, en este caso el neón para el sodio y el argón para el cloro







(figura 1). El enlace iónico se presenta principalmente cuando se une un metal con un no metal.

Fig. 1

Utilizando los diagramas de Lewis el proceso de formación de los iones sodio y cloruro se puede representar como se muestra en la figura 2.

Fig. 2

Enlace covalente

El enlace covalente es la unión de átomos por compartición de electrones, se forma en moléculas, como por ejemplo en la del hidrógeno H:H (ver figura 3), este tipo de enlace se presenta principalmente cuando se unen dos no metales entre

sí.







Fig. 3

El enlace covalente simple es compartimiento de un solo par de electrones como en el caso del hidrógeno ya mencionado; pero también se pueden presentar

enlaces covalentes múltiples que se forman por compartición de dos o mas pares de electrones entre dos átomos (ver figura 4) .

Fig.4

El par electrónico compartido se acostumbra representar mediante una línea de la siguiente forma: H-H, OO, NN







Otros ejemplos de moléculas de compuestos con enlace covalente son el agua H2O, amoniaco NH3 y metano CH4, observa la figura 5.

Fig. 5 Hemos estudiado que la electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo

enlazado a atraer hacía él los electrones del enlace. En un enlace A-B si los dos átomos tienen las mismas electronegatividades, A y B atraerán a los dos

electrones del enlace con igual intensidad siendo este caso un enlace covalente puro, lo cual da lugar a moléculas con una distribución homogénea de carga por lo que se denominan apolares (sin polos). Este sería el caso de las moléculas de

cloro Cl2, hidrógeno H2, nitrógeno N2 y oxígeno O2.

Representación de Lewis de enlaces interatómicos. Si los átomos del enlace tienen electronegatividades distintas, los electrones compartidos estarán más próximos al elemento de mayor electronegatividad. Este

es el caso de la molécula de ácido fluorhídrico H-F, el átomo de flúor tiene una mayor tendencia a atraer al par de electrones de enlace que el átomo de

hidrógeno por lo tanto el par de electrones está más próximo del átomo de flúor que del hidrógeno. En realidad los electrones de enlace están en constante movimiento alrededor de los dos núcleos pero la diferencia de

electronegatividades entre el flúor el hidrógeno provoca que el par de electrones de enlace permanezca más tiempo cerca del átomo más electronegativo (el flúor)

creando así una distribución asimétrica de los electrones de valencia y formando lo que se denomina un dipolo eléctrico con una carga eléctrica parcial negativa (-)

sobre el átomo más electronegativo y una carga eléctrica parcial positiva (+)

sobre el hidrógeno. A este tipo de enlace se le denomina enlace covalente

polar.(figura 6)

H :F: +H - F-







Fig. 6A Fig. 6B

Fig. 6A. Diagrama de Lewis para la molécula de ácido fluorhídrico, 6B. Dipolo en la molécula de HF

ANEXO 63

Cuestionario

1. ¿Cuál es la diferencia esencial entre un enlace iónico y uno covalente? Da un ejemplo de cada uno.

2. ¿Qué distingue a un compuesto con enlace covalente polar?

3. ¿Cuál es la diferencia esencial entre un enlace covalente polar y un no polar?

4. ¿Qué tipo de enlace se produce cuando un electrón pasa de un elemento a otro?

5. ¿A qué se le llama enlace múltiple?

6. ¿Por qué la molécula del nitrógeno posee un triple enlace covalente y la del

oxígeno es doble?

7. ¿Por qué se dice que el oxígeno es más reactivo que el nitrógeno? Explica tu

respuesta.

Un enlace covalente polar está presente cuando dos átomos de diferente

electronegatividad se unen y el enlace covalente no polar está presente en dos no

metales con el mismo valor de electronegatividad.

Enlace iónico

Un enlace múltiple son enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más

pares de electrones.

El átomo de oxígeno tiene seis electrones de valencia, comparte dos electrones con

el otro átomo. El átomo del Nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, va a compartir tres electrones con el otro átomo de Nitrógeno.

Las moléculas que poseen enlace iónico, conducen electricidad y se disuelven en agua, las que tienen enlace covalente no se disuelven en agua. El enlace iónico

transfiere electrones y el enlace covalente comparte electrones. KI Yoduro de potasio --- Enlace iónico

NO Óxido de nitrógeno---Enlace covalente

Tienen más altos puntos de fusión y ebullición que los no polares y en solución acuosa conducen electricidad.







8. Qué tipo de enlace químico presenta:

9. El cloruro de un elemento X tiene una temperatura de fusión de 750º C. Es soluble en agua y la disolución acuosa, así como el cloruro fundido, son buenos

conductores de la corriente eléctrica. Con base en esta información indica el tipo de enlace que posee este compuesto.

10. Representa con puntos la capa de valencia según Lewis para la siguiente familia de elementos:

IVA (14)

C

Ge

Sn

Pb

11. Completa la siguiente tabla, suponiendo que los elementos X, Y y Z pertenecen a grupos A (representativos) de la tabla periódica:

12. Considera los elementos hipotético X, Y y Z cuyas estructuras de Lewis son las siguientes:

a) ¿A qué grupos de la tabla periódica pertenece cada elemento?

Elemento X Y Z

Grupo IIA IIIA VIA

Estructura de Lewis X

Y

Z

Carga del ion +2 -3 -2

El oxígeno es un elemento no metálico altamente reactivo que forma fácilmente compuestos con la mayoría de elementos. Es un fuerte agente oxidante y tiene la segunda electronegatividad más alta de todos los elementos.

a) El oxígeno del aire ENLACE COVALENTE b) Una molécula de nitrógeno ENLACE COVALENTE

c) El compuesto amoniaco ENLACE COVALENTE

Enlace iónico

X: VIIIA Y: VIA Z: VA







b) Escribe la estructura de Lewis del compuesto que formaría cada uno con el hidrógeno.

13. Escribe la representación de Lewis para: a) P e) B

b) Si f) N c) He g) S d) Ca h) I

14. Clasifica los siguientes enlaces como iónicos o covalentes, indica si son polares o no polares.

ANEXO 64

¿CÓMO PODEMOS PREDECIR EL TIPO DE ENLACE ENTRE DOS ÁTOMOS?

La capacidad de los átomos de un elemento para atraer los electrones en el enlace, se puede expresar como una cantidad numérica y se conoce como la electronegatividad de un elemento.

Los valores de electronegatividad se tienen en el cuadro 1, nota que el elemento flúor tiene la mayor electronegatividad. Esto significa que, de todos los elementos,

el flúor tiene la atracción más fuerte de electrones en un enlace. Como resultado,

a) KI IÓNICO b) NO COV.POLAR

c) NaBr IÓNICO d) Fe2 COV.NO POLAR







el flúor es siempre el extremo negativo en un dipolo. El oxígeno es el extremo negativo del dipolo en todos sus enlaces, excepto los que hace con el flúor.

Cuadro 1. Electronegatividades de algunos elementos (basada en la escala arbitraria de Pauling)

IA (1) IIA (2) IIIA (13) IVA (14) VA (15) VIA (16) VIIA (17)

H 2.1

Li

1.00

Be

1.50

B

2.00

C

2.50

N

3.00

O

3.50

F

4.00

Na 0.90

Mg 1.20

Al 1.50

Si 1.80

P 2.10

S 2.50

Cl 3.00

K 0.80

Ca 1.00

Ga 1.60

Ge 1.70

As 2.00

Se 2.4

Br 2.80

Rb 0.80

Sr 1.00

I 2.40

Cs 0.70

Ba 0.90

Tipo de enlace en función de la electronegatividad de los elementos

Cuando dos átomos de diferentes electronegatividades se unen por medio de un enlace químico y su diferencia de electronegatividades se encuentre entre los siguientes rangos, el tipo de enlace será covalente polar, covalente no polar o

iónico de acuerdo a la siguiente tabla

Tabla 1. Tipo de enlace de acuerdo a la diferencia de electronegatividad

Diferencia Tipo de enlace

Igual a cero Covalente puro o no polar

Mayor a cero y menor a 1.7 Covalente polar

Igual o mayor a 1.7 Iónico

En el cuadro 2 se observan ejemplos de tipos de enlace de acuerdo a la diferencia de electronegatividad.

Cuadro 2. Ejemplos de tipo de enlace según su diferencia de electronegatividades

Compuesto Diferencia de

electronegatividades

Tipo de enlace

NH3 N: 3.0 Covalente polar







H: 2.1

0.9

Cl2 Cl: 3.0 Cl: 3.0 0.0

Covalente puro o no polar

CaF2 F: 4.0 Ca: 1.0 3.0

Iónico

La escala de electronegatividades de Pauling permite predecir si un compuesto formado entre átomos A y B presentará un enlace covalente no polar o polar, pues

el grado de polarización es proporcional a la diferencia entre sus electronegatividades. Si la diferencia es elevada (mayor a 1.7) se favorece la formación de iones y la obtención así de un compuesto iónico. Por el contrario, si

la diferencia de electronegatividades es inferior a 1.7, hay que esperar la formación de un compuesto básicamente covalente.

El enlace iónico se puede explicar como un caso extremo del enlace covalente si el desplazamiento del par de electrones compartidos hacia uno de los núcleos fuera tan grande que se rompiera el enlace, los átomos que forman la molécula se convierte en

iones, uno positivo y uno negativo. Las moléculas que contienen cloro: Cl2, HCl y NaCl, son un ejemplo de la gradación

de la polaridad entre un enlace covalente no polar y otro iónico. Lo anterior se representa en la figura 1.

ANEXO 65

Cuestionario.

Con base en la información de la tabla de electronegatividades (anexo 64, cuadro 1) determina la diferencia de electronegatividad que existe entre los elementos

1







que forman las siguientes moléculas, predice el tipo de enlace que tendrían y qué átomo o átomos se prevee que lleven la carga negativa:

Molécula Diferencia de

Electronegatividad Tipo de enlace Átomo negativo

OF2 0.5 Covalente polar F (Flúor) H2S 0.4 Covalente polar S (Azufre) NH3 0.9 Covalente polar N (Nitrógeno) NF3 1.0 Covalente polar F (Flúor) PH3 0.0 Covalente puro - HF 1.9 Iónico F (Flúor) I2 0.0 Covalente puro -

CaI2 1.4 Covalente polar I (Yodo) MgCl2 1.8 Iónico Cl (Cloro) H2Se 0.3 Covalente polar Se (Selenio)

Li3N 2.0 Iónico N (Nitrógeno) SrF2 3.0 Iónico F (Flúor)

CaBr2 1.8 Iónico Br (Bromo) CsBr 2.1 Iónico Br (Bromo) KCl 2.2 Iónico Cl (Cloro) BCl3 1.0 Covalente polar Cl (Cloro)

NEXO 66

¿LAS MOLÉCULAS PUEDEN UNIRSE ENTRE SÍ?

Fuerzas Intermoleculares

Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes forman moléculas, pero ¿Las moléculas pueden unirse entre sí? Si la respuesta fuera negativa, cada molécula

sería independiente de otra molécula y los compuestos moleculares serían todos ellos gaseosos a cualquier temperatura, como esto no es cierto ¿qué ocurre entonces?

Los compuestos covalentes están formados por agregados moleculares en los que sin que exista pérdida en la individualidad de las moléculas, estas se unen

mediante fuerzas de atracción débiles denominadas fuerzas intermoleculares las cuales varían en magnitud, pero en general son más débiles que los enlaces entre los átomos de una molécula (son mil veces menos fuertes que un enlace

covalente) o los iones de un compuesto iónico. Las fuerzas intermoleculares reciben el nombre de fuerzas de van der Waals y se clasifican de la siguiente

forma: fuerzas dipolares, puentes de hidrógeno y fuerzas de London. Fuerzas dipolares.







Como ya vimos, las moléculas polares contienen dipolos permanentes es decir, algunas regiones de una molécula polar son siempre parcialmente negativas

mientras que otras son siempre parcialmente positivas (dipolos). Las atracciones entre regiones de moléculas polares con cargas opuestas se llaman fuerzas

dipolo-dipolo y son las responsables de mantener unidas a las moléculas polares. Un ejemplo lo tenemos en la figura 1 para el cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl) . Cuando estas moléculas se aproximan, el átomo de hidrógeno parcialmente

positivo de una molécula, es atraído hacia el átomo de cloro parcialmente negativo de otra molécula, en la figura se muestran las múltiples atracciones entre las

moléculas de HCl.

Son ejemplos de moléculas dipolares HBr, H2S y SO2.

Puente de hidrógeno

Las fuerzas intermoleculares entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno son más intensas de lo que cabría

esperar con base únicamente en las fuerzas dipolares de atracción. Estas fuerzas intermoleculares son tan intensas que se les ha dado un nombre especial, el de puente de hidrógeno. El término puente de hidrógeno es un nombre que puede dar

lugar a confusión pues destaca solo el componente de hidrógeno.

Los compuestos HF, H2O y NH3 tienen punto de ebullición mucho más altos de lo

que sería de esperar con base en las tendencias de los punto de ebullición de los compuestos de hidrógeno con elementos de las mismas familias. Lo anterior se puede explicar debido a que sus fuerzas de atracción intermolecular son muy

intensas debido a la presencia de los puentes de hidrógeno. En la figura 2 se







representan esquemáticamente estas fuerzas por una línea discontinua que une el hidrógeno de una molécula de agua y un oxígeno de otra molécula de agua . La importancia del puente de hidrógeno para la vida y la salud es inmensa. La

estructura de las proteínas, unas sustancias que son indispensables para la vida está determinada en parte por la formación de puentes de hidrógeno. Así mismo,

la herencia, esto es, lo que una generación transmite a la siguiente depende de una aplicación de la formación de puentes de hidrógeno.

Fig. 2

Entre los compuestos que contienen oxígeno y que forman puentes de hidrógeno

se encuentran, no solo el agua, sino también el metanol CH3OH, etanol C2H5OH, y algunos otros alcoholes y azúcares.

ANEXO 67

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

Descubriendo la polaridad de los líquidos

Para este experimento necesitas lo siguiente:

20 mL de hexano

20 mL de agua







4 vasos desechables 1 alfiler 1 globo

1 marcador indeleble

Procedimiento

1. Marquen uno de los vasos con la fórmula del agua y otro con la del

hexano. 2. Con ayuda del alfiler realicen un pequeño agujero en el fondo de cada

uno de los vasos marcados. 3. Coloquen un vaso sin agujerar debajo del vaso para agua para recibir el

líquido que caerá.

4. Mientras uno de ustedes frota el globo inflado sobre su cabello, otro vierta sobre el vaso perforado un poco de agua. Una vez que el globo

esté cargado, acérquenlo al chorrito que cae por el agujero. 5. Repitan la prueba con hexano. 6. Expliquen sus observaciones.

7. ¿Servirá esta prueba para clasificar algunos líquidos como polares y no polares? Explica tu respuesta.

ANEXO 68







MONADAS DEL AGUA

Para este experimento necesitas lo siguiente:

2 monedas de 1 peso

1 gotero Agua

Alcohol etílico (etanol) comercial

Coloca ambas monedas sobre una superficie plana. Con el gotero añade

lentamente gotas de agua a la moneda. ¿Cuántas logras poner antes de que se derrame? ¿Cómo se ve la superficie del agua? Realiza el mismo experimento

utilizando el alcohol. ¿Lograste colocar el mismo número de gotas de etanol que de agua? Explica tus resultados en términos de interacciones entre las moléculas que

forman el agua y el etanol. Haz en tu bitácora un dibujo de cómo te imaginas a las moléculas en ambos casos. Compara tu dibujo con el de tus compañeros de clase

y discútanlos con su profesor o profesora.

Agua 23 gotas

Alcohol 21 gotas







ANEXO 69

A CONSTRUIR PUENTES… DE HIDRÓGENO

Vas a utilizar nuevamente ligas y clips de colores. Necesitas treinta clips de un

color y quince de otro color. Primero construye las moléculas de agua: enlaza un

clip de un color (del que tienes en menor cantidad, éstos representarán al oxígeno)

con dos del otro color (éstos representarán al hidrógeno). Ya que hayas formado

quince moléculas de agua, utiliza pequeños trozos de liga para enlazar, con un

nudo, un oxígeno de una molécula con un hidrógeno de otra molécula (en realidad

puedes enlazar al oxígeno con dos hidrógenos, pero deben ser de diferentes

moléculas de agua), y así sucesivamente hasta enlazar las quince moléculas de

agua que formaste, trata de cerrar tu estructura uniendo la primera con la última.

Ahora contesta las siguientes preguntas:

1. ¿Crees que el agua podría formar redes gracias a los puentes de

hidrógeno? Argumenta tu respuesta. Sí, porque las moléculas de agua pueden unirse entre sí, gracias a los

puentes de hidrógeno. Cuando éstos se forman ocasionan que las

moléculas de agua se muevan y se unan formando una especie de ‘red’

2. ¿Crees que la interacción de puente de hidrógeno afecta a los diferentes estados de agregación del agua? Argumenta tu respuesta en

términos de átomos y moléculas e intensidad de la atracción entre ellas.

Sí, los puentes de hidrógeno son los responsables de las características

que posee el agua, entre ellas la atracción mutua de sus moléculas o







cohesión, ésta hace posible la alta tensión superficial del agua. Los

puentes de hidrógeno también favorecen su resistencia a los cambios de

temperatura. De igual manera, provocan la imbibición, que es la absorción

o penetración capilar de moléculas de agua en sustancias tales como la

madera, ocasionando que se hinchen, entre otros fenómenos.

8 monedas de $1 1 moneda de $2 2 monedas de $5

1 moneda de $10 78 clips

1 dulce

ANEXO 70

Cuestionario.

1. ¿Qué diferencia existe entre un enlace interatómico y un enlace intermolecular?

El enlace interatómico son las fuerzas que mantienen unidos los átomos de una

molécula. Dicha unión puede ser covalente, iónica o metálica.

El enlace intermolecular, sin embargo, son enlaces que se dan entre moléculas,

pero son más débiles que los enlaces interatómicos. Los enlaces o fuerzas







intermoleculares pueden ser fuerzas de Van der Waals, puentes de hidrógeno o

fuerzas de dispersión (fuerzas de London).

2. ¿Qué es un enlace covalente polar?

Cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por

igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más

electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este

fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad

obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia

su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus

electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el

electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de

ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida,

carácter iónico.

3. ¿A qué se debe que se formen polos eléctricos en una molécula con enlace

covalente polar?

En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes

electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción

por el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen

dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma

desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente

se denomina enlace covalente polar.

4. ¿Cuántos enlaces covalentes polar están presentes en la molécula del agua?







Uno, que es el que compone el hidrogeno y el oxigeno.

5. En qué elemento de la molécula del agua se localiza:

El polo positivo En el oxigeno

El polo negativo En el hidrogeno

6. ¿Qué propiedades presentan los compuestos con enlace covalente polar, como

el agua?

En un enlace covalente polar, existe polartidad de cargas, o sea que la distribución

de la carga eléctrica en la molécula enlazada está asimetricamente distribuida. En

otras palabras, la nube electrónica de los átomos que constituyen a las moléculas

que están en el enlace, se distribuyen de manera diferente, de manera que la

densidad eléctrica negativa está desplazada hacia un lado (o sea, hacia un polo) y

hacia el otro polo la carga "se hace positiva". El agua (H2O) cuya disposición

espacial de la molécula hace que la nube electrónica se desplace hacia el lado del

átomo de oxígeno, porque este es más electronegativo que el de hidrógeno.

7. Explica cómo se forma el enlace de hidrógeno

Es la fuerza eminentemente electrostática atractiva entre un átomo electronegativo

y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.

Resulta de la formación de una fuerza carga-dipolo con un átomo de hidrógeno

unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de

hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de







hidrógeno.

8. Qué tipo de enlace se presenta entre:

a) Los átomos de hidrógeno y oxígeno que forman la molécula del agua

Entre hidrógeno y oxígeno se forma un enlace covalente polar. Porque los enlaces

covalentes se forman entre elementos no metálicos y cuando la diferencia de

electronegatividad entre ambos es menor de 1,7. La electronegatividad del oxígeno

es 3,5 y la del hidrógeno es 2,1. Restando los dos valores 3,5 - 2,1 = 1,4 y eso es

menor de 1,7. Los enlaces covalentes originan moléculas

También entre las moléculas de agua, se forman las uniones llamadas puentes de

hidrógeno, ya que el oxígeno posee una electronegatividad alta y se unen un

oxígeno de una molécula con un hidrógeno de otra molécula.

b) Las moléculas del agua

Presenta enlaces covalentes simples entre las partículas que la constituyen, estos

son los enlaces intramoleculares (en el interior de la molécula).

9. ¿Qué otras sustancias, además del agua, presentan enlace de hidrógeno?

•El agua, por supuesto (H2O).

•Los alcoholes (R-OH).

•Los hidrácidos (HF, HCl, HBr, H2S, etc.)

•El amoníaco (NH3).

•Las aminas (R-NH2).







10. El enlace covalente polar es un enlace interatómico y el enlace o puente de

hidrógeno es un enlace intermolecular. Explica la diferencia entre estos tipos de

enlace.

Como aparece en la primer pregunta el enlace interatómico que ahora por

ejemplo es un enlace covalente polar, son las fuerzas que mantienen unidos los

átomos de una molécula. El enlace intermolecular que en este caso es un puente

de hidrogeno; sin embargo, son enlaces que se dan entre moléculas, pero son más

débiles

ANEXO 71

DIFERENCIA EN LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES

Con la información que hemos explicado hasta aquí, podemos ahora contestar la pregunta que inició este bloque: ¿en qué difieren los óxidos metálicos de los no

metálicos? Como ya vimos, el compuesto de cloruro de sodio se forma debido a la atracción

entre iones sodio y cloruro que tienen cargas opuestas. La fuerza electrostática que mantiene unidas las partículas con cargas opuestas dentro de un compuesto iónico se llama enlace iónico. Los compuestos que poseen este enlace son

compuestos iónicos. Cuando ocurren enlaces iónicos entre metales y el oxígeno que es un no metal se forman óxidos metálicos como por ejemplo la cal CaO y la

herrumbre Fe2O3. La mayoría de los otros compuestos iónicos se llaman sales. Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es líquido ni gaseoso ¿cuál es la razón?

Seguramente has observado la semejanza entre la sal común, un sólido iónico y el

azúcar de mesa, un sólido covalente. Sin embargo, si calientas la sal en la estufa no se fundirá aunque la temperatura sea alta. Por el contrario, el azúcar se funde a una temperatura relativamente baja ¿afecta el tipo de enlace esta propiedad?

Las diferencias en propiedades son el resultado de las diferencias en las fuerzas de atracción. En un compuesto covalente, el enlace covalente entre los átomos de

las moléculas es muy fuerte, pero la atracción entre las moléculas individuales (fuerzas intermoleculares) es relativamente débil (son mil veces más débiles que







los enlaces de los átomos de una molécula y mucho más débiles que las fuerzas eléctricas que unen los iones en un compuesto iónico). (figura 1)

Intensidad de fuerzas Fuerzas Fuerzas puente de enlace enlace

de London dipolares hidrógeno covalente iónico

Figura 1. Intensidad de las fuerzas en los enlaces químicos

Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y negativos

están empaquetados en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y repulsión entre los iones. Este empaquetamiento de partículas forma

un cristal iónico como se ilustra en la figura 2.

En el cristal coexisten un gran número de iones positivos y negativos. La fuerte atracción de iones positivos y negativos en un compuesto iónico genera una red

Fuerzas intermoleculares (entre moléculas vecinas) o fuerzas de Van der

Waals

Fuerzas intramoleculares (al interior de la

molécula)

Fuerzas

interatómicas (entre los iones)







cristalina, la cual es una organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está rodeado de iones negativos y cada uno de estos está rodeado de iones positivos. Dado que las fuerzas eléctricas son de gran

intensidad es necesario un gran aporte energético para separar sus iones. Por lo tanto, en los compuestos iónicos no hay moléculas individuales sino que se

forman estructuras cristalinas sólidas a temperatura ambiente. El punto de fusión, el punto de ebullición y la dureza son propiedades físicas que dependen de la fuerza de atracción de las partículas entre sí. Debido a que los enlaces iónicos son

relativamente fuertes, los cristales generados requieren de una gran cantidad de energía para dividirse, por lo tanto, los cristales iónicos tienen altos puntos de

fusión y ebullición comparados con los de las sustancias covalentes. Esta es la razón de que la sal de mesa no se funda al calentarla mientras que el azúcar sí.

Muchas sustancias moleculares (sustancias covalentes) existen como gases o se vaporizan con rapidez a temperatura ambiente debido a las débiles fuerzas

intermoleculares. El oxígeno O2, dióxido de carbono CO2 y el sulfuro de hidrógeno H2S son ejemplos de gases covalentes.

La dureza se debe también a las fuerzas intermoleculares entre moléculas individuales, de manera que las moléculas covalentes forman sólidos relativamente blandos. La parafina es un ejemplo común de un sólido covalente.

En estado sólido, las moléculas se alinean en un patrón formando una red cristalina similar a la de un sólido iónico, pero con menos atracción entre las

partículas. La tabla 1 resume las diferencias entre los compuestos iónicos y covalentes.

Tabla 1. Características de los enlaces Características Enlace iónico Enlace covalente

PARTÍCULAS

UNITARIAS

Iones positivos y

negativos

Moléculas

ESTADO FÍSICO A TEMPERATURA

AMBIENTE

Sólido Puede ser sólido, líquido o gaseoso

PUNTO DE FUSIÓN Alto de 300 a 1000 °C Bajo; muy variable

FUERZAS DE UNIÓN Interiónicas Intermoleculares

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

como sólido

fundido

en agua

No

Si, buena

Sí, buena

No

No

No

SOLUBILIDAD Solubles en disolventes polares como el agua

Compuestos covalentes no polares: solubles en







disolventes no polares

Compuestos covalentes polares: solubles en disolventes polares

EJEMPLOS NaCl, CaCl2, CaO CH4, CO2, H2O, I2

proyecto q-1

Science