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yuri-sanchez
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Modulo adecuado para estudiantes de dècimo grado.
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MODULO 4: ENLACE QUíMICO
OBJETIVOS
1. Definir lo que es un enlace químico.
2. Enumerar los diferentes tipos de enlace.
3. Determinar los electrones de valencia de un átomo dado.
4. Representar los electrones de valencia por medio de los símbolos de Lewis.
5. Establecer la diferencia entre un enlace iónico, covalente y metálico.
6. Determinar el número de oxidación de un elemento en un compuesto o radical.
Cuando un átomo de sodio se combina con una molécula de Cl 2 ocurre una reacción violenta que
produce cloruro de sodio. Esto es una propiedad que poseen todos los átomos de combinarse con
otras átomos para producir especies más complejas.
En un enlace químico las fuerzas de atracción mantienen unidos los átomos. Hay tres tipos de enlaces
químicos: el jónico, el covalente y el metálico.
ELECTRONES DE VALENCIA
Cuando {os átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto las regiones
exteriores. Por esta razón, como se vio en el módulo anterior, elementos son configuraciones
electrónicas externas similares; se comportan químicamente en forma semejante. En consecuencia, al
estudiar el enlace químico se consideran sobre todo !os enlaces de valencia, ya que son ellos los que
participan en una combinación química.
Debemos recordar que los electrones de valencia son todos los electrones que se encuentran en la
capa o nivel más externo.
Para destacar los electrones de valencia el químico estadounidense G.N. Lewis (1875-19-16) sugirió
una forma sencilla de representar los electrones de valencia de !os átomos y de seguirles la pista
durante !a formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de electrón - punto
de Lewis o simplemente símbolos de Lewis.
El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por
cada electrón de valencia.
EJEMPLO: Escriba la representación de puntos de Lewis para el Li y el F
Configuración: 3Li 1s22s1 Li•
9F 1s22s2 2p5
Si observamos la ubicación de los dos elementos en la Tabla Periódica podemos ver que el Li está
en el grupo IA y e! F está en el grupo VIIA, vemos que coinciden con los electrones de valencia.
Entonces podemos concluir que los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones
electrónicas externas similares y en consecuencias símbolos de punto de Lewis similares.
Por otra parte, muchos de nosotros nos preguntamos ¿por qué los elementos tienen esa tendencia a
formar compuestos? La respuesta es muy fácil de contestar: los átomos con frecuencia ganan,
pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases
nobles más cercanos a ellos en la Tabla Periódica.
Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, corno revelan sus altas energías de
ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Esta
observación ha dado fugar a una pauta conocida como regla del octeto:
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones
de valencia.
TAREA N° 1
I. Complete la información y conteste las siguientes preguntas:
SIMBOL0 CONFIGURACION ELECTRÓNICA
DELÚLTIMO NIVEL
N o . D E G R U P O
N° DE e- DE VALENCIA
E5TRUCTURA DE LEWIS
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
1. ¿Qué relación hay entre el número del grupo en la Tabla Periódica y la configuración electrónica
en el último nivel?
2. ¿Qué relación existe entre el No. de electrones de valencia con !a configuración electrónica del
último nivel y el No. de grupo?
3. ¿Cuál es el máximo de electrones de valencia que permite un elemento representativo y qué
grupo los posee?
4. ¿Qué característica en común tienen los elementos en el cuadro?
II. Complete la información y conteste las preguntas que se formularon en el punto I.
SIMBOL0 CONFIGURACION ELECTRÓNICA
DELÚLTIMO NIVEL
N o . D E G R U P O
N° DE e- DE VALENCIA
E5TRUCTURA DE LEWIS
F
Cl
Br
I
At
EL ENLACE IÓNICO
[_os átomos al formar enlace iónico transfieren uno o más electrones; estos electrones se transfieren
de un elemento de una gran tendencia a perder electrones hacia un elemento can una gran
tendencia a aceptar electrones. Los átomos de los elementos cuyas energías de ionización son bajas
tienden a perder electrones y formar cationes, como por ejemplo los átomos de !os elementos
alcalinos y alcalinos térreos, mientras que aquellos con altos valores de energía de ionización
tienden a formar aniones.
El enlace iónico se debe a las fuerzas electrostáticas entre los iones con cargas opuestas.
EJEMPLO: Cuando se forma el Li F
Símbolo de L.ewis: Li + F Li+ F- o Li F
Configuración: 1s22s1 1s22s12p5 1s2 1s22s22p5
Como se observa en el ejemplo, el átomo de litio pierde un electrón y su configuración cambia de
1s22s1 a 1s2 que corresponde a la configuración del gas noble más próximo: el Helio y se convierte en
un cation Li+. En el caso del flúor, este gana un electrón y su configuración cambia a 1s 22s22p6, que
corresponde a la configuración del gas noble más próximo: el Neón y se convierte en un anion F-
TAREA No. 2
I. Escriba la configuración electrónica, determine el número de electrones que tiene que ceder o
ganar para adquirir la configuración del 10Ne y escriba el ion.
SIMB0L0 CONFIGURACION
ELECTRÓNICA
No. DE e- CEDIDOS O
GANADOS
FORMULA DEL
ION
11Na
11Mg
13Al
9F
8O
II. Escriba la configuración electrónica de la última capa o nivel, escriba fa estructura punto de
Lewis y escriba la fórmula del compuesto iónico.
IONES CONFIGURACION SÍMBOLOS DE LEWIS FORMULA DEL
COMPUESTO
Na2+
Br-
Sr2+
Cl-
Al3+
S2-
Be2+
P3-
ENLACE COVALENTE
En el enlace covalente es la unión en la cual dos electrones son compartidos por dos átomos. Para
representar en forma más simple este enlace, el par de electrones compartidos se representa
comúnmente por una sola línea. Por consiguiente el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se
representa:
Debemos recordar que sólo se requiere considerar los electrones de valencia, ya que son !os que
están implicados en el enlace químico.
EJEMPLO: Escriba la estructura de la molécula de Flúor F2
Configuración electrónica de 9F 1s22s22p5. Cada átomo de flúor tiene un electrón
desapareado y se representa en la estructura de Lewis de !a siguiente forma:
Nótese que si algún electrón no interviene en la formación del enlace, éste recibe el nombre de
electrones no enlazantes o pares libres.
TAREA No. 3
1. Escriba las estructuras de Lewis de los elementos constituyentes de los siguientes
compuestos e indique los orbitales que se superponen y representarlos.
a) I2 b) CO2 c) NH3 d) HI e) O2 f) CCI4
2. Escriba !as estructuras de Lewís de !os elementos que constituyen los siguientes compuestos e
indique cuál de estas especies químicas forman enlaces múltiples.
a) N2 b) HCI c) Br2 d) H2C2 e) H2S f) 03
Para explicar la estructura de los sólidos metálicos y entender sus propiedades es necesario describir
otro tipo o modelo de enlace químico: el enlace metálico.
Los metales sólidos se distinguen de otras sólidos por ser buenos conductores de !a corriente eléctrica
y por ser maleables y dúctiles. El enlace metálico que presentan los metales sólidos explica en forma
satisfactoria las propiedades que estos sólidos presentan. Todos los elementos metálicos presentan
dos características fundamentales que les permiten poder formar enlaces metálicos.
a) Todos los metales tienen energías de ionización relativamente bajos, por lo que se requieren
poca energía para remover un electrón del átomo de un metal.
b) La mayoría de los elementos metálicos sólo tienen de 1 a 3 electrones en su nivel de energía
más alto, lo que significa que los átomos de estos elementos poseen varios orbitales atómicos
desocupadas en su capa electrónica más externa.
Por tal razón, los orbitales desocupados de un átomo se superponen a los orbitales desocupados de
átomos vecinos y los electrones de la capa electrónica más externa de cada átomo, entran a estos
orbitales moleculares multinucleares para ser compartidos por varios átomos.
Para explicar esta migración describimos el enlace metálico corno iones positivos unidos por un mar de
electrones. La fuerza del enlace metálico se debe al efecto enlazante de la nube electrónica móvil, o
sea !as fuerzas de atracción entre los iones positivos y el mar de electrones. Los electrones que
abandonan !as capas externas y que pasan a ocupar los orbitales moleculares tienen relativa libertad
para moverse a través de la estructura, lo que explica por qué los metales sólidos son buenos
conductores de la corriente eléctrica. La movilidad de estos electrones también explica la maleabilidad
y ductibilidad de !os metales. Una muestra metálica puede ser martillada, enrollada y trabajada
mecánicamente. sin destruir su integridad estructural.
TAREA NO.4
1. Explique tomando en consideración !a teoría de! enlace metálico a que se debe:
a) Maleabilidad
b) Ductibilidad
c) Conductividad eléctrica
POLARIDAD DE ENLACE
Para expresar la naturaleza de un enlace químico, se tiene que determinar si los átomos tienen
diferencias de electronegatividad. Estas diferencias pueden ser muy grandes de manera que
permita que los electrones se pueden transferir de un átomo a otro, dando como resultado la
formación de un compuesto iónico.
Para expresar la naturaleza de un enlace químico, se ha formulado la siguiente tabla en !a base
de !a diferencia de electronegatividad de los átomos que forman el enlace.
TAREA No.5
1. Prediga el tipo de enlace entre los átomos, de los siguientes elementos. Para los enlaces
covalentes polares señale la polaridad utilizando
a)K y Cl b) Mg y S c) Sr y 0 d) Si y Cl e) Li y Br
f) B y O g) Ba y F
2. Ordenar !os siguientes enlaces de mayor a menor polaridad
a) N - O b) Cl - Cl c) H – Cl d) Be-Cle) Na-I
3. Seleccionar la alternativa que usted considera correcta, enumerando dicha respuesta.
A. De los siguientes enlaces el que presenta menor polaridad es:
a) Na - F b) P-0 c) Al – Cl d) C – Br
B. ¿Cuál de los compuestos presenta mayor carácter iónico?
a) KBr b) HCl c) Mg0 c) C0
C. El enlace que presenta una mayor polaridad
a) Na - O b) Ca - O c) Al - 0 c) Cl - 0
NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación se define como: La carga que debería estar presente en un
átomo del elemento, si los electrones en cada uno de sus enlaces perteneciesen al
átomo más electronegativo.
De acuerdo a reglas arbitrarias, se !e puede asignar cargas a los átomos de un
compuesto. Estas reglas son:
1. El número de oxidación de cualquier elemento es cero.
2. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de sus
elementos constituyentes es igual a la carga de dicho ion.
3. En cualquier compuesto la suma de los números de oxidación de todos los
elementos es igual a cero.
4. Los elementos del grupo IA siempre presentan números de oxidación 1+
y los del IIA serán 2+ y los del IIIA como el Al su número de oxidación es 3+.
5. Los elementos del grupo VIIA, cuando forman compuestos binarios usan
número de oxidación 1.
6. Los elementos del grupo VIA usan números de oxidación de 2- cuando
forman compuestos binarios. El oxígeno siempre utiliza número de oxidación 2-
excepto cuando forma peróxido.
7. El número de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto cuando forma
hidruros donde es 1-.
EJEMPLO: Determine el número de oxidación del s en el compuesto H2S03
De acuerdo a las reglas establecidas el número de oxidación del hidrógeno es 1+ y el
del oxígeno es 2-. Además la suma de todos los números de oxidación de todos los
elementos de un compuesto debe ser cero.
Entonces podemos plantear la siguiente ecuación en donde X representa el número de
oxidación del S:
0 = 2(1+) + X + 3(2-)
0 = 2 + x - 6
x = 6 - 2
x = 4
El número de oxidación del S en el H2S03 es 4+
EJEMPLO: Determine el número de oxidación del P en el ion P04 3-
En el caso de un ion poliatómico aplicamos la regla 2, que dice que la suma de los
números de oxidación de sus elementos es igual a la carga del ion.
3 = x + 4(2-)
3- = x + 8-
X = 8+? 3
X = 5+
TAREANo.6
1. Determine e! número de oxidación del elemento subrayado en los compuestos o
iones:
a) H zS03 b) SeO4 2- c) HCI04 d) HBr03 e) NaMnO4
f) H3PO3 g) K4SiO4 h) As033- i) CrzO7 J) KSi03
PRUEBA FORMATIVA
1. Determine los electrones de valencia y escriba la estructura de símbolo de Lewis de
los siguientes elementos:
a) P b) Sn c) F d) Cs e) Mg
2. Dados los siguientes compuestos jónicos indique los átomos que gana electrones,
los átomos que pierden electrones y escriba las fórmulas de Lewis para cada uno
de los compuestos:
a) KF b) MgBrz c) SiO2 d) Ca0 e) SrS
3. Escriba las fórmulas de Lewis para las siguientes especies químicas:
a) HCI b)BeClz c) SO2 d) H3P03 e) HCl04
f) Na2O g) HCCI3 h) H2C2O4
4. Determine el número de oxidación del elemento subrayado en las siguientes
especies químicas: a) H3AsO4 b) KzCrO, c) NO2- d) N2S04
e) CIO2'- f) NazC03 9) H3B03 h) P043-
5. Establezca la diferencia entre e! enlace iónico y covalente.
6. Mencione algunas propiedades del enlace metálico y cómo se puede explicar las
mismas.
7. ¿Cuál de los siguientes elementos, puede formar enlace iónica con el cloro?
a)O b) N c) S d) K
8. Indique el número de oxidación del oxigeno en cada compuesto:
a) CO b) C02 c) H20 d) H202
9. Prediga la pareja de compuestos, que. contiene solamente moléculas polares:
a) CCl4 y CH9 b) HCI y Cl2 c) HCl y NH3 d) CO y C02
10. En cada uno de los siguiente-s ejemplos de símbolo de Lewis, indique el grupo de la
tabla periódica al que pertenece el elemento X: