• Author / Uploaded
• Farid

• Categories
• Enlace químico
• Enlace covalente
• Fuerza intermolecular
• Polaridad química
• Moléculas

Citation preview

CÓDIGO: PA-01-01

GESTIÓN ACADÉMICA

VERSIÓN: 2.0

GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 1 de 11

Nombres y Apellidos del Estudiante:

Grado:10 Periodo: 2

Docente:

Duración: 12 horas

Área: Ciencias Naturales Y Educación Ambiental

Asignatura: Química

ESTÁNDAR:  Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Clasifica los enlaces químicos, propiedades de las sustancias y fuerzas intermoleculares. EJE(S) TEMÁTICO(S):  Enlace químico.

“FIJA TUS OJOS HACIA ADELANTE EN LO QUE PUEDES HACER, NO HACIA ATRÁS EN LO QUE NO PUEDES CAMBIAR” ( Tom Clancy) ORIENTACIONES

Lea con interés, los conceptos plasmados en la guía, desarrolle cada actividad por tema y periodo de clase estimado. En esta guía se desarrollaran 8 actividades. Sigan las instrucciones planteadas en cada actividad, en la cual aplicara las competencias básicas, todas las actividades deberán desarrollarse en el cuaderno, cada actividad durará un tiempo aproximado de dos horas de clase. Además de la asesoría del profesor tenga en cuenta los ejercicios modelos planteados en cada tema. Los grupos de trabajo de clase serán solo de dos estudiantes. Tema desarrollado será tema evaluado. EXPLORACIÓN

La sal es utilizada en la fabricación de vidrios conductores. Los isótopos radiactivos del cloruro de cesio son utilizados en medicina nuclear, incluso para el tratamiento del cáncer. Para la producción de fuentes radiactivas es normal elegir una cierta forma de isótopo. Por ejemplo en los generadores radiotérmicos es usado el titanato de estroncio debido a que su insolubilidad en agua permite evitar impactos medioambientales en caso de accidente y derrame de la sustancia. Sin embargo, los tratamientos médicos requieren isótopos radioactivos de alta densidad, lo que restringe el uso de un compuesto no soluble de cesio

CONCEPTUALIZACIÓN

ENLACE QUIMICO Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantiene unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables. Generalidades sobre el enlace químico ¿Qué mantiene unidos a los átomos? Las mayorías de los elementos forman compuestos. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan entre sí formando la sal común o cloruro de sodio. Este compuesto es mucho más estable que sus elementos por separado; este hecho demuestra la abundancia de sal en la naturaleza y la escasez de sodio y de cloro en estado libre.

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 2 de 11

Longitud de enlace y energía de enlace La unión de dos átomos y la consecuente formación de un enlace es un proceso químico que va acompañado de cierta variación de energía potencial. Al aproximarse dos átomos pueden presentarse dos situaciones: En la primera situación, las nubes electrónicas extremas de los dos átomos se ven influenciadas mutuamente, lo que se traducen en un incremento de la fuerza de repulsión entre ambas a medida que la distancia disminuye. En la segunda situación, la energía potencial del sistema formado por los átomos decrece a medida que éstos se aproximan, al menos hasta cierta distancia. A partir de este momento, la energía potencial crece nuevamente cuando los átomos se aproximan. Regla del octeto La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares. Queda fuera de la regla el helio (He), gas noble que pertenece al primer periodo y es estable con dos electrones. Una manera sencilla de explicar que los átomos se unan para formar diversas sustancias es suponer que se combinan para alcanzar una estructura más estable. Por esto se puede considerar el enlace químico como un incremento de estabilidad. Enlace iónico Formación de compuestos iónicos: Cuando se combinan átomos de elementos metálicos (de bajo potencial de ionización, por lo que es fácil arrancarles electrones) con átomos de elementos no metálicos (de alta afinidad electrónica, por lo que ganan electrones con facilidad) el camino que suelen seguir estos átomos para completar su última capa es que el átomo del metal pierde electrones y el del no metal los gane. Esto es lo que ocurre cuando se combinan el sodio y el cloro. El sodio tiene un único electrón en su capa más externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su capa más externa pasa a ser una capa completa. Por su parte, el cloro tiene siete electrones en su capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta forma completa su última capa de electrones. El electrón de la capa más externa del sodio es transferido a la capa más externa del sodio, quedando ambos con su capa más externa completa. En este momento el sodio tiene 11 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de +1, y lo representamos como Na+. El cloro tiene ahora 17 protones en su núcleo y 18 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y lo representamos como ClEl enlace iónico se basa en la transferencia de electrones, con lo que se forman átomos con carga eléctrica, llamados iones. Los iones positivos se llaman cationes, y los negativos, aniones.

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 3 de 11

Una vez formados los cationes y los aniones, se establecen entre ellos fuerzas de atracción electrostática, lo que conduce a la formación del enlace. La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica tridimensional. Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes. Bajo estas líneas tienes una representación de la red cristalina del cloruro sódico o sal común (NaCl). La representación de la derecha se gira arrastrando con el botón izquierdo del ratón, y se amplía y reduce con el botón derecho. Si un átomo gana electrones queda cargado negativamente, y si lo cede queda cargado positivamente. Por consiguiente, hay dos tipos de iones:  Anión o ión cargado negativamente  Catión o ión cargado positivamente Propiedades de los compuestos iónicos Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su naturaleza. Esta estructura confiere a todos ellos unas propiedades características, entre las que se destacan:  Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y se funden a temperaturas elevadas.  En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero si lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. Debido a que los sólidos que intervienen en el enlace están situados en los iones sin poderse mover dentro de la red, no conduce la corriente eléctrica en estado sólido.  Tiene altos puntos de fusión. En general son superiores a 400oC debido a la fuerte atracción de los iones. Estos puntos son más altos cuanto mayor sea mayor la carga de sus iones y menor su volumen.  Son duros pero frágiles. Pues un ligero desplazamiento en el cristal desordena la red cristalina enfrentando iones de igual carga, lo que produce fuertes repulsiones y, como consecuencia de ello, la ruptura del cristal.  Ofrece mucha resistencia a la dilatación, propiedad que indica expansión.  Son muy solubles en agua y en otros disolventes polares. Cada ión del compuesto iónico atrae al polo de carga opuesta del disolvente y forma con él un pequeño enlace.  Presenta gran diferencia de electronegatividad. Entre mas grande sea la diferencia de electronegatividad de los compuestos que forman el compuesto, mayor será la atracción electrostática y mas iónico será el enlace. Enlace covalente El enlace covalente consiste en el compartimiento de pares de electrones por dos átomos, dando lugar a moléculas y puede ser polar o no polar. El enlace covalente puede dar lugar a compuestos sólidos cristalinos de malla rígida tridimensional que une a cada uno de los átomos con todos los demás, en los que la totalidad del cristal es una sola molécula (p. ej., el cuarzo y el diamante), o bien a moléculas discretas que, en estado sólido, están unidas por fuerzas intermoleculares y reciben el nombre de cristales moleculares. Estos compu estos, en cualquiera de los estados de agregación, están formados por las mismas moléculas y sólo se diferencian en la ordenación de éstas. Representación de un enlace covalente Cuando intentamos representar un enlace o construir una fórmula de compuestos es de mucha utilidad la notación propuesta por Lewis. De acuerdo con este modelo, se escribe el número del elemento y a su alrededor se coloca un punto por cada electrón que exista en el último nivel de energía del átomo. Cada par de electrones compartidos se considera un enlace y se puede presentar por una línea que une los dos átomos. Clases de enlaces covalente: Enlace covalente no polar: El hidrogeno es el primer elemento que presenta este tipo de enlace, por ejemplo cuando dos átomos comparten sus electrones, ambos adquieren la configuración del helio: 1s²

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 4 de 11

H + H --> H:H Átomo de hidrogeno átomo de hidrogeno electrones compartidos Se deduce entonces que un enlace covalente no polar, es aquel que se lleva a cabo cuando se unen dos átomos iguales; y por lo mismo con la misma electronegatividad. Ejemplo: el enlace covalente en le F2 cada átomo de flúor pose sus electrones propios y comparte otros dos, suficiente para completar los ocho que tiene el neón en su último nivel energético. Los electrones más internos se omiten y solo se representa la compartición de los externos y se simplifica cuando únicamente se representa el enlace compartido por una línea de enlace. Enlace covalente polar El enlace covalente polar ocurre entre átomos diferentes. No existe una compartición electrónica simétrica, dada la diferencia de electronegatividades existentes. Siempre hay un átomo que es más electronegativo que otro y es el que atrae hacia si el par de electrones. El enlace es mas polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes. Ejempló: el fluoruro de hidrogeno sus electronegatividades son 2.1 y 4.0, así que si diferencia es 1.9. La electronegatividad del flúor hace que atraiga hacia si el par de electrones. Del lado del flúor hay más carga negativa (electrones), mientras que del lado del hidrogeno hay mas carga positiva y se representa así: H + F --> H:F H–F

Enlace covalente coordinado En este caso es uno de los átomos el que cede los dos electrones, y el otro solo ofrece el espacio para acomodarlos. Una vez formado un enlace covalente coordinado, no se distingue de los demás; no es más que un par de electrones compartidos. Las estructuras de Lewis del ácido sulfúrico nos muestra los enlaces covalentes entre los átomos de azufre (S) y de oxigeno (O), que no se encuentran enlazados a los átomos de hidrogeno. Este modelo de enlace nos ayuda a entender mejor la formación de moléculas complejas. También en este modelo de enlace se forman dobles enlaces entre átomos. Propiedades de las sustancias covalentes Las sustancias covalentes en general se caracterizan porque:  Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.  Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores del calor y de la electricidad.  Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte). Por tanto, en las sustancias covalentes podemos distinguir: Gases, como O2, H2, N2, CO2. Los átomos en cada molécula están unidos por enlaces covalentes, pero entre ellas las fuerzas de unión son muy débiles; las moléculas están dispersas y, por tanto, forman sustancias gaseosas. Líquidos, como el H2O. Las fuerzas de unión entre las moléculas de agua son más intensas. Las moléculas permanecen en contacto, aunque con libertad para deslizarse unas sobre otras. Por tanto, esta sustancia, agua, es líquida. Sólidos, como el yodo, el diamante o el óxido de silicio (cuarzo). Estos dos últimos son muy duros, mucho más que los sólidos iónicos, y con altos puntos de fusión y ebullición. En el diamante, cada átomo de carbono se une con otros cuatro, formando una red cristalina covalente. Sólidos metálicos Naturaleza de las fuerzas de unión de los metales Los metales tienen propiedades totalmente diferentes de las demás sustancias.

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 5 de 11

Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su último nivel, llamado también nivel de valencia. Como consecuencia, no es posible la formación de moléculas ya que los átomos no disponen de suficientes electrones en su capa externa para que la molécula cumpla con la regla del octeto. Tampoco es posible pensar en la formación de iones, puesto que al ser átomos de un mismo elemento, no es imaginable que un átomo de potasio gane un electrón a expensa de otro igual a él. Propiedades de los sólidos metálicos Teniendo en cuenta el modelo anterior; podemos explicar muchas características específicas de los metales. Veamos.  Los metales puedan ser fácilmente deformados sin romper la estructura cristalina.  Bajo presión, un plano de átomo puede resbalar sobre otro sin romper la estructura.  Son buenos conductores de electricidad, teniendo en cuenta que algunos electrones tienen libertad de movimiento a través del sólido. Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son  puente de hidrógeno 

Dipolo - Dipolo.



Dipolo - Dipolo inducido.



Fuerzas de dispersión de London.

Interacciones dipolo – dipolo Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. En la sección anterior explicamos cómo se forman moléculas que contienen dipolos permanentes cuando se enlazan simétricamente con átomos con electronegatividad diferente. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Interacciones por puentes de hidrogeno El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor.1 El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F). Así mismo, se produce un cierto solapamiento entre el H y el átomo con que se enlaza (N, O o F) dado el pequeño tamaño de estas especies. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será el enlace. Fruto de estos presupuestos obtenemos un orden creciente de intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso que el formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro del enlace de hidrógeno es el agua: Los enlaces de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen al agua de sus propiedades particulares, las

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 6 de 11

cuales permiten el desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en una molécula de ADN. Interacciones mediante la fuerza de London 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. Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como elCH4, C2H6 tienen tales dipolos instantáneos. La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol. Interacciones ion – dipolo Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen. Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son dipolos (tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo), estas tienen enlaces entre sí. La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ion (Q), el momento dipolar del dipolo (µ), y de la distancia del centro del ion al punto medio del dipolo (d). Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos Arquitectura molecular: Formas geométricas de la moléculas Las propiedades de las moléculas quedan determinadas en primer lugar por lao tipos de enlaces presentes en ellas y en segundo lugar por su arquitectura molecular. Se entiende por arquitectura molecular a la forma geométrica de la molécula Recordamos que los orbitales atómicos tienen formas geométricas determinadas y cuando se forman los orbitales moleculares estos presentan orientaciones especiales con direcciones concretas. Moléculas angulares: Vamos a utilizar la molécula del agua (H2O) para ilustrar este primer caso. Las representaciones orbitales de los enlaces de los enlaces H2O sugieren que dos orbitales (p) del oxigeno participan en enlace, mientras que dos orbitales (1s) lo hacen por parte del hidrogeno. Si la distribución espacial persiste después de haberse formado los enlaces, las moléculas de agua debería ser angular, con ángulo próximo a 90 o.

Moléculas piramidales: El nitrógeno es un átomo trivalente esto quiere decir que cuando este átomo forma enlaces intervienen sus tres orbitales atómicos (p).

Moléculas tetraédricas: es un tipo de geometría molecular en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH4), el ion amonio (NH4+), o los aniones sulfato (SO42-) y fosfato (PO43-).

CÓDIGO: PA-01-01

GESTIÓN ACADÉMICA

VERSIÓN: 2.0

GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 7 de 11

ACTIVIDADES DE APROPIACIÓN

ACTIVIDAD 1 Interpretación 1. En el enlace iónico la diferencia de electronegatividad debe ser mayor que 1,7, en el enlace covalente debe estar entre 1,1, y 1,7 y en los enlaces covalentes apolares la diferencia de electronegatividad tiende a cero. Con base a la información anterior y la siguiente tabla indica el tipo de enlace predominante entre: a) b) c) d) e)

H—H Na—Cl Cl—Cl O—O H—Br

Elemento

Electronegatividad

H

2,1

Na Cl O Br

0,9 3,o 3,5 2,8

ACTIVIVDAD 2 Argumentación 1. Explica por qué: a) b) c) d)

La molécula de CCl 4 no es un dipolo. La molécula de agua es polar. La molécula de Co2 es apolar. El HCl es una molécula polar.

2. En un experimento se probó la solubilidad de dos solutos en diferentes solventes. El siguiente cuadro muestra los resultados: cuando el soluto es muy soluble (ms), poco soluble (ps) e insoluble (i). explica estas observaciones según las fuerzas electróstaticas e intermoleculares que se producen entre el soluto y el solvente. Disolvente

Agua

Etanol

(H2O)

(C2H2OH)

Tetracloruro de carbono (CCl4)

KCl

Ms

ps

i

l2

Ps

ps

ms

Soluto

ACTIVIDAD 3 Proposición 1. Diseña un experimento para determinar el carácter conductor o no conductor de la electricidad de sustancias caseras como azúcar, sal de cocina, limón, ceniza, etc., usando un conducímetro como el de la fotografía y agua destilada. Responde de acuerdo a los resultados obtenidos: a) ¿por qué ciertas sustancias conducen la electricidad cuando están disueltas en agua? b) ¿Cuáles de las sustancias sin disolver en agua conducen la electricidad? ¿por qué? c) ¿cuáles de las sustancias disueltas en agua conducen la electricidad? ¿por qué?

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 8 de 11

ACTIVIDAD 4 1. Justifica los siguientes enunciados a) Los compuestos iónicos presentan casi siempre una estructura cristalina. b) La unidad estructural de los compuestos iónicos es el ion. c) Los puntos de ebullición y de fusión de las sustancias covalentes son en general más altos que las de las sustancias iónicas. d) Todas las sustancias covalentes son buenas conductoras del calor y de la electricidad. e) El litio y el flúor se unen para formar floruro de litio, mediante un enlace covalente. f) La regla del octeto fue establecida por Rutherford. g) El agua es una molécula covalente polar, por ello no disuelve los compuestos orgánicos. h) En enlace covalente coordinado cada elemento aporta un par de electrones. i) El enlace covalente polar se realizan entre átomos que comparten electrones, pero tienen diferente electronegatividad. j) El enlace metálico se realiza entre metales que tienen electrones libres. 2. Marca con una X la letra que corresponda a la respuesta correcta.  a) b) c) d)

Una de las siguientes características no corresponde a un enlace covalente: Se comparten electrones Se forman cationes y aniones. Se pueden realizar entre átomos iguales. La diferencia de electronegatividad entre los elementos es menor que 1,7.

 a) b) c) d)

Es una propiedad del agua, por ser una molécula covalente polar : Es buen conductor de calor. Disuelve todos los compuestos orgánicos. Es una molécula angular. No disuelve los compuestos iónicos.

 a) b) c) d)

La siguiente pareja de elementos se unen por medio de un enlace covalente: Plata y oxígeno Potasio e hidrógeno Hidrógeno y azufre Sodio y cloro

 a) b) c) d)

Las moléculas de agua se unen mediante: Fuerzas de London Fuerzas dipolo – dipolo Ion – dipolo Puentes de hidrogeno ACTIVIDAD 5

1. Determina y resuelve el enlace químico formado entre los siguientes pares de elementos: a) Li y S b) H y O c) Ca y S d) H y I 2. Clasifica las siguientes sustancias como iónicas o covalentes. Justifica tu respuesta. a) O2 c) HCl e) Co2 g) H2S b) NaCl d) NaH f) N2 h) CH4

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

3. a) b) c) d) e) f)

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 9 de 11

De los siguientes compuestos, ¿cuáles no cumplen la ley del octeto? Justifica tu respuesta CCl4 PCl5 SF5 AlBr3 BeI2 BF3 ACTIVIDAD 6

1. El grafico muestra la variación de la primera energía de ionización en función del número atómico. a) b) c) d)

¿Qué puedes concluir acerca de los valores de la energía de ionización de los metales del grupo IA? ¿cuáles elementos tienen el mayor valor de energía de ionización? ¿a qué grupo pertenece? ¿cuáles son los elementos que tienen gran facilidad para ceder electrones? Sin considerar los gases nobles, ¿Cuáles son los elementos de la tabla periódica que poseen los mayores valores de energía de ionización y por lo tanto presentan gran resistencia a ceder electrones? ACTIVIDAD 7

1. En el siguiente cuadro se encuentran los valores de la electronegatividad de algunos elementos representativos. Elemento

Electronegatividad

Oxígeno Zinc Bromo Yodo Azufre Hidrógeno Carbono Bario

3,5 1,6 2,8 2,5 2,5 2,1 2,5 0,9

Como regla general se tiene que cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos es mayor de 1,7, el enlace que se forma es iónico. Cuando la diferencia de electronegatividad es menor que 1,7, el enlace es covalente. Podemos representar la progresión de polaridad de los enlaces desde los no polares hasta los iónicos, poniendo los valores de electronegatividad desde 0 hasta 4 en una línea recta, así: Enlaces covalentes enlaces iónicos 0 - - - - - - - - - - - - - - 1,7- - - - - - - - - - - - -4

a) b) c) d) e)

Con base en la información anterior establece para cada uno los siguientes casos, si el enlace formado es iónico, covalente, polar o apolar: O yO Ba y I HyS CyO Zn y Br

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 1 ¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

CÓDIGO: PA-01-01 VERSIÓN: 2.0 FECHA: 19-06-2013 PÁGINA: 10 de 11

ACTIVIDAD 8 Desarrolla el crucigrama con base en el tema enlace químico. Vertical 1: Las sustancias covalentes moleculares son........ Horizontal 2: Las sustancias iónicas son............ Vertical 2: Si dos elementos comparten electrones forman un enlace...... Vertical 3: Los átomos de los elementos tienden a rodearse de ocho electrones y cumplir la regla del......... Vertical 4: Las sustancias iónicas están formadas por ...... cristalinas Horizontal 5: Las sustancias iónicas son......... Horizontal 6: Las sustancias iónicas tienen un punto de fusión.......... Horizontal 7: Si un átomo pierde electrones forma un ión llamado........ Vertical 8: ¿Qué tipo de enlace forman un metal y un no metal? Horizontal 9: Un átomo que gana electrones forma un............. Horizontal 10: El enlace que existe entre los átomos de los metales se llama........ SOCIALIZACIÓN

La socialización se realizara con la asesoría del profesor en forma grupal, resolviendo las inquietudes de los estudiantes. En mesa redonda y experiencia virtual serán ampliados los temas correspondientes a enlace químico haciendo especial énfasis en los usos y aplicaciones los cuales también serán evaluados en forma escrita. Se recogerá el cuaderno al finalizar cada actividad. Tema desarrollado será tema evaluado. COMPROMISO

1. Entre las moléculas existen ciertas fuerzas que las mantienen unidas, conocidas como fuerzas intermoleculares. Algunas de ellas son las interacción dipolo – dipolo, ion – dipolo, las fuerzas de dispersión de Londo y los puentes de hidrógeno. Con base en la anterior información, analiza los siguientes procesos. Luego establece la clase de unión intermolecular que se forma y elabora un esquema explicativo. Justifica tu respuesta: a) En el proceso de disolución el cloruro de sodio (NaCl) en agua cada ion de Na +, se rodea varias moléculas de agua por el polo negativo (-) y cada ion Cl -- se rodea de varias molécula de agua por el polo positivo (+). b) El agua en estado sólido (hielo), es menos densa que el agua líquida, razón por la cual hielo flota en el agua líquida. Esto explica por qué cuando la temperatura desciende, al congelarse el agua se forma un cristal hexagonal que se forma cuando se une un átomo de oxígeno de una molécula de agua, con cuatro hidrógenos, de otras moléculas, lo que hace que el volumen aumente y la densidad disminuya. c) En algunas moléculas apolares como el H2, O2 y CO2 se suelen producir desequilibrios momentáneos en la distribución electrónica, generándose polos positivos y negativos.

CÓDIGO: PA-01-01

GESTIÓN ACADÉMICA

VERSIÓN: 2.0

GUÍA DIDÁCTICA 1

FECHA: 19-06-2013

¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

NOMBRES CARGO

PÁGINA: 11 de 11

ELABORÓ

REVISÓ

APROBÓ

ADRIANA GUTIERREZ RIVAS

DELIA VELANDIA

OSCAR MENDOZA

Docentes de Área

Jefe de Área

Coordinador Académico

28

03

2015

06

04

2015

10

04

2015