Enlace químico Formación de un enlace iónico entre el litio y el flour. Indicador de logro: Reconoce e interpreta la formación de un enlace químico. Competencia: Reconozco e interpreto la formación de un enlace químico. Palabras claves: enlace, químico, iónico, catión, anión, covalente, polar, no polar. Pregunta generadora: ¿Por qué es importante reconocer la formación de un enlace químico? Es el conjunto de fuerzas electromagnéticas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas cuando estos forman determinadas agrupaciones estables. La estabilidad tiene que ver con los electrones del nivel más externo, conocidos como electrones de valencia. Clases de enlace químico Los átomos logran alcanzar la regla del octeto, ganando , perdiendo o compartiendo los electrones de valencia. Por ejemplo, los átomos que tienen uno o dos  electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones positivos, como los iones de Na+ ,   K+  ,  Ca++  , Mg++ .  Los signos + que aparecen como exponente, indican la carga eléctrica del ion. Al contrario, los que poseen seis o siete electrones de valencia, tienden a ganar electrones para convertirse en iones negativos, como los iones de  Cloruro: Cl-,  Fluoruro F-,  SulfuroS=,  Fosfuro P3- Vídeo de refuerzo:  1. https://www.youtube.com/watch?v=5PvGBzRyutc El signo negativo y el número antepuesto al signo, indican la carga del ión. La atracción generada entre las dos clases de enlace, origina un ENLACE IÓNICO. Enlace iónico  Material de apoyo: https://www.youtube.com/watch?v=hd1eTxqozSs Es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos  capta electrones  del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia  de electronegatividades sea más que 1,7. Ejemplo de este tipo de enlace se presenta entre los elementos de los grupos 1 y 2 con los elementos de los grupos 16 y 17. Tal caso se presenta entre el Na Sodio y Cl Cloro, que hace que el átomo de Sodio ceda su único electrón de valencia al Cloro, convirtiéndose así, en un ión positivo o catión, mientras tanto el Cloro acepta y asimila ese electrón convirtiéndose en un ión negativo o anión. Cuando el Na pierde su electrón de valencia, cumple la regla del octeto, mientras que el Cloro al ganar dicho electrón, completa ocho electrones de valencia en su último nivel. Esqueleto estructural del Cloruro de Sodio o sal de cocina Y así se forma el Cloruro de sodio o sal de cocina. Para tener en cuenta algunas situaciones cuando se presenta el enlace iónico: este se da  entre átomos con diferente electronegatividad (metal - electropositivo y no metal - electronegativo). Para alcanzar la configuración de gas noble (estable) el metal cede electrones (catión) al no metal (anión). Y la diferencia de electronegatividad  entre los átomos es mayor que 1,7. Ejemplo NaCl…………3.16 menos 0.93  es igual a 2.23 Enlace iónico, swf: http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/enlaceionico.swf Enlace covalente.  Material de apoyo: https://www.youtube.com/watch?v=9sjC6K6TAH8&spfreload=5 Se produce  cuando la electronegatividad (fuerza de atracción de electrones) es grande en los átomos, por lo que estos comparten sus electrones de valencia, adquiriendo así un octeto estable. Se presenta entre dos no metales, los átomos comparten electrones. La diferencia es inferior a 1,7 siendo ambas mayores de 2. Ejemplo H2O…………..3.44 menos 2.20 es igual a 1.44 Elementos sombreados en morado no metales que forman enlaces covalentes Enlace covalente polar. Este se forma cuando los átomos que comparten los electrones son diferentes y existe una diferencia de electronegatividad suficiente como para que uno de los átomos que comparten, ejerza predominio sobre los electrones compartidos. El átomo con mayor electronegatividad posee un exceso de carga negativa mientras que el otro posee carga positiva. La diferencia esta entre 0 y 1.7. Ejemplo: El Amoníaco NH3…………..3.04 menos 2.20 es igual a  0.84. Otros ejemplos son las moléculas de HCl, H2O y el HBr. Enlace covalente no polar. Se presenta cuando los electrones compartidos provienen de átomos iguales, en este caso la diferencia  de electronegatividad es igual a 0. Ejemplo Br2 …………….2.96 menos 2.96 es igual a 0. Otros ejemplos son las moléculas de H2 ,O2  y  Cl2 Molécula de oxígeno   O2 Molécula de hidrógeno  H2 Molécula de cloro  Cl2 Para tener en cuenta Para representar el enlace se emplea un guión en vez de los dos puntos. Sin embargo, los pares libres sí se representan como dos puntos. Así, las estructuras de Lewis correctamente dibujadas del H2 y del HCl son: Enlace covalente múltiple. Se presenta cuando un átomo posee más de un electrón desapareado y, en consecuencia, pueden formar enlaces  dobles o triples. Por ejemplo, el oxígeno, posee dos electrones  desapareados y al formar la molécula de oxígeno origina un enlace doble. Enlace covalente coordinado o dativo. Se presenta cuando uno solo de los átomos que forma el enlace, es el que aporta el par de electrones que mantienen unidos los átomos. Por ejemplo el Cloruro de Amonio ( NH4Cl), cuyo proceso de formación se puede representar así: NH 3 + HCl → NH 4 Cl <Donde NH 3  es Amoníaco y HCl es Ácido clorhídrico                                 Representación a través de la estructura de Lewis del ácido sulfúrico  H2SO4 Enlace covalente, swf: http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/enlacecovalente.swf Enlace metálico. Se produce por la unión de varios elementos metálicos. Los cationes están ordenados en una estructura cristalina rodeados por una nube de electrones. Se presenta entre átomos si la diferencia es inferior a 1,7, siendo ambas menores de 2.  Para recordar La molécula es la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre y conservar las propiedades de dicha sustancia: Por ejemplo, la menor porción de agua que puede existir en estado libre y conservar las propiedades del agua es la formada por 1 átomo de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno. La molécula es una estructura formada  a partir de la unión de dos o más a´tomos que comparten electrones. A temperatura ambiente hay moléculas sólidas como el cloruro de sodio o sal común, líquidas como el agua y gaseosas como el dióxido de carbono. .

Bibliografía

* Santillana 7 ISBN958-24-1081-7

* YUOTUBE https://www.youtube.com/watch?v=65dDwvVHAv0 

*http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Por el número atómico y su símbolo los elementos ocupan un lugar bien 

definido en la tabla periódica. Foto Ciencias naturales  al día. Wordpress.com

 Indicador de logro: Reconoce e interpreta las propiedades de los elementos químicos. 

Competencia: Reconozco e interpreto las propiedades de los elementos químicos. 

Palabras claves: ionización, radio atómico, afinidad eléctrica, electronegatividad, núcleo, orbital, átomo, energía, número atómico, molécula, ión, anión.  

Pregunta generadora:

¿Por qué es importante reconocer e interpretar las propiedades de los elementos químicos?

Situación de aprendizaje:

Entre otras propiedades sobresalen el radio atómico, potencial de ionización, la afinidad eléctrica y la electronegatividad.

Variación de algunas propiedades periódicas de los elementos químicos

Material de apoyo: 

1. SWF,http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf.

2. http://www.periodicvideos.com/videos/016.htm

1. El radio atómico es la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Poe medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo. 

Gráfico correspondiente a la propiedad del radio 

atómico. Foto monografías.com

En un grupo cualquiera de la tabla periódica, los elementos químicos aumentan su valor de arriba a abajo con la cantidad de energía. Al tener mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor.

Mientras tanto en los periodos, los elementos químicos su radio atómico aumenta de derecha a izquierda, por cuanto al ir hacia la derecha, el número atómico (Z) aumenta en una unidad de un elemento a otro, es decir hay un aumento de carga nuclear por lo que los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo disminuyendo así el radio atómico.

El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos vecinos en una molécula es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos vecinos en cristales metálicos.

Recursos de apoyo: 

1. https://www.youtube.com/watch?v=PBt20ZKOkk0

2. https://www.youtube.com/watch?v=VCLwzkjml6E

2. La electronegatividad según Linus Pauling es la capacidad de un elemento para atraer hacia sí los electrones de otro átomo para formar un enlace químico. La electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo y en los períodos aumenta de izquierda a derecha.

La electronegatividad disminuye de arriba hacia mientras que en 

los periodos aumenta de izquierda a derecha. Slideplayer.com

El elemento químico flúor (F) es el que tiene mayor electronegatividad, mientras que el francio (Fr) es el elemento con menos electronegatividad.

La electronegatividad de los elementos representativos siguen cierto patrón dentro de la tabla periódica como puede verse en la gráfica anterior, donde el tono de color se ha incrementado a medida que sube la electronegatividad: observe que la magnitud crece desde la esquina inferior izquierda hacia la superior derecha, observe también que no se ha asignado electronegatividad a los gases nobles ya que estos ni ceden ni atraen electrones.

Los metales son de baja electronegatividad por lo que tienden a regalar electrones para formar iones positivos, y los no metales son más electronegativos, por eso forman iones negativos.

La electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión.

Recursos de apoyo:

1. Elementos ordenados por su electronegatividad según Pauling:

http://www.lenntech.es/tabla-peiodica/electronegatividad.htm

2. La electronegatividad: https://www.youtube.com/watch?v=eCU8mzdISO4

3. Potencial de ionización. Es llamado también energía de ionización y se define como la energía que necesita para separar un electrón del último nivel de energía de un átomo. El átomo queda con carga eléctrica positiva, y recibe el nombre de ion positivo o catión. La energía de ionización aumenta en los períodos de izquierda a derecha, como consecuencia del aumento del número atómico y del número de electrones en el último nivel. 

La energía de ionización aumenta en los periodos de izquierda a derecha, 

por el aumento del número atómico y del número de electrones. 

Gráfico aprendotodoslosdías.blogspot.

Por ejemplo, el bromo (Br) presenta un mayor potencial de ionización que el potasio (K). Dentro de los grupos, el potencial de ionización  disminuye de arriba hacia abajo por ser mayor la distancia entre el núcleo y los electrones periféricos. El cesio (Cs) tiene un potencial de ionización menor que el litio (Li). Aunque tienen el mismo número de electrones en el último nivel, el del cesio se encuentra más alejado de la influencia del núcleo que el del litio.

Recurso de apoyo: https://www.youtube.com/watch?v=6SrmX3pldSk

4. Afinidad electrónica. Se define como la cantidad de energía  que se libera cuando un átomo gana un electrón. Cuando el aporte de este electrón se realiza sobre un átomo neutro, se convierte en un ion negativo o anión. 

Gráfico correspondiente  a la afinidad electrónica. Slideshare.

La afinidad electrónica se hace más negativa de izquierda a derecha en los periodos, a medida que aumenta el número atómico, y de abajo hacia arriba en los grupos al disminuir el número atómico. Por ejemplo, el cloro (Cl), tiene un valor de afinidad electrónica más negativo que el magnesio (Mg).

Los no metales tiene afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto.

Los elementos químicos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el subnivel S, mientras que los elementos del grupo 2, que la lo tiene completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque P, donde las afinidades electrónicas se van haciendo  más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles.

Recursos de apoyo:

1. https://www.youtube.com/watch?v=FTVV6F0i_F4

2. http://www.educaplus.org/sp2002/index.html

3. http://ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/index.htm

Para entretenernos un ratito y sacar conclusiones: 

http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/1-Estructura%20A/electronegatividad.swf

Lectura motivacional:

Una fiesta muy elemental: http://studylib.es/doc/261415/una-fiesta-muy-elemental-file

Vídeos de refuerzo:

1. https://www.youtube.com/watch?v=O8uXEhdSwOA

2. https://www.youtube.com/watch?v=3I3hoC4lOPM&nohtml5=False

Bibliografía

* Santillana 7 ISBN 958-24-1081-7

* SWF,http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf

* https://www.youtube.com/watch?v=VCLwzkjml6E

* https://www.youtube.com/watch?v=eCU8mzdISO4

* http://www.educaplus.org/sp2002/index.html

* http://ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/index.htm

* http://www.periodicvideos.com/videos/016.htm

Clasificación de los elementos químicos

Los elementos químicos se pueden clasificar por diferentes propiedades como el brillo, maleabilidad, etc.

Indicador de logro: Reconoce e interpreta la clasificación de los elementos químicos. 

Competencia: Reconozco e interpreto la clasificación de los elementos químicos. 

Palabras claves: Elementos químicos, propiedades, metales, no metales, peso atómico, grupo, período, tabla periódica.  

Pregunta generadora:

¿Por qué es importante reconocer e interpretar la clasificación de los elementos químicos?

Situación de aprendizaje:

La clasificación más fundamental de los elementos químicos es en metales y no metales. Vídeo de refuerzo:  https://www.youtube.com/watch?v=65dDwvVHAv0 En la tabla periódica los elementos con amarillo corresponden a los metales y los no metales con azul. Propiedades de los metales se caracterizan por su apariencia brillante, capacidad para cambiar de forma sin romperse (maleables) y una excelente conductividad del calor y la electricidad. Elementos metales Poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico. Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones. Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos. Presentan aspecto y brillo metálicos. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos. Se oxidan por pérdida de electrones. Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el agua forman hidróxidos. Propiedades de los no metales se caracterizan por carecer de estas propiedades físicas aunque hay algunas excepciones (por ejemplo, el yodo sólido es brillante; el grafito, es un excelente conductor de la electricidad; y el diamante, es un excelente conductor del calor). Fósforo, elemento no metal. Azufre, elemento no metal. Tienen tendencia a ganar electrones. Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico. Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones. Se presentan en los tres estados físicos de agregación. No poseen aspecto ni brillo metálico. Son malos conductores de calor y la electricidad. No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces. Se reducen por ganancia de electrones. Sus moléculas están formadas por dos o más átomos. Al unirse con el oxígeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el agua, forman oxiácidos. Los halógenos y el oxígeno son los más activos. Las características químicas son: los metales tienden a perder electrones para formar iones positivos y los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos. Cuando un metal reacciona con un no metal, suele producirse transferencia de uno o más electrones del primero al segundo. La mayoría de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla. Algunos elementos tienen comportamiento metálico y no metálico y se clasifican como metaloides y semimetales. Los no metales también tienen propiedades variables, al igual que los metales. En general los elementos que atraen electrones de los metales con mayor eficacia se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica. Propiedades de los metaloides cuentan con cualidades propias y se encuentran en un punto intermedio entre los metales y no metales. Sus cualidades químicas les permiten un amplio uso en la electrónica, microelectrónica para producir reacciones, tal como sucede con los semiconductores, circuitos integrados y los condensadores. polonio al natural Corresponde a este grupo el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio. En la tabla se encuentran entre los metales y no metales. Los metaloides están ubicados en forma diagonal  entre los metales y no metales Poseen un comportamiento intermedio entre los metales y no metales. Por ejemplo el silicio luce brillante pero es frágil y bastante mal conductor. Propiedades de los elementos representativos, estos los localizamos en la tabla como los grupos más largos 1 y 2 del bloque o región S, encabezados por el hidrógeno, litio, berilio, sodio, magnesio, potasio, calcio, rubidio, estroncio, cesio, bario, francio y el radio, y por los elementos de los grupos de 13 al 18 del bloque o región P.  Los elementos químicos representativos en la tabla periódica  se encuentran en los grupos 1, 2 y del 13 al 18 Se pueden considerar como los elementos químicos más abundantes en la tierra, en el sistema solar y en el universo, y además presentan densidades muy bajas. Propiedades  de los elementos de transición, estos se encuentran en la región D. La mayoría de los elementos de transición posee características semejantes a la de los otros metales representativos: buena conductividad térmica y eléctrica, brillo generalmente dorado o plateado y a pesar de presentar una amplia variación de dureza y puntos de fusión/ebullición como el Tungsteno, el metal más difícil de cambiar de estado físico que posee un Pf = 3410ºC y Pe = 5660ºC, tienden a ser más duros, además de conseguir formar enlaces covalente entre átomos de la misma especie y no apenas metálicos por la presencia de orbitales D incompletos. Estos elementos no reacciona fácilmente con gases, en muchos casos debido a la formación de una capa pasiva de óxido o nitrato; al inverso de ello, algunos son utilizados como catalizadores de reacción como la platina. Los metales considerados nobles, son aquellos que presentan potencial de reducción positivo siendo por tanto no susceptibles a oxidar, como el oro, la plata y el paladio. En tanto otros como hierro y cobre, poseen potenciales de reducción negativos tendiendo a oxidarse. Y a pesar de muchos presentar estado de oxidación variando entre +2 y +4. Otras características de estos elementos es la de poder ser estables por si mismos sin necesidad de una reacción con otro elemento, pueden formar aleaciones entre ellos y por lo general son buenos catalizadores. Además son sólidos a temperatura ambiente exceptuando al mercurio.  Debido a su estructura, los metales de transición forman muchos iones y complejos coloreados. Para entretenerse 1. Tabla periódica: http://www.educaplus.org/sp2002/juegos/jtpmuda.html 2. Elemento y símbolo: http://www.educaplus.org/sp2002/juegos/jparejas.html Propiedades de los elementos Lantánidos. Es el grupo de elementos químicos que siguen al Lantano en el grupo 3 y ocupan el periodo 6 de la tabla periódica. Su distinción atómica es que ocupan en subnivel electrónico 4f. En un principio, sólo estos elementos con números atómicos 58 a 71 son lantánidos. Los lantánidos puros son brillantes y plateados y, en algunos casos, poseen una actividad química tan acusada que se reducen a polvo en pocos al entrar en contacto con el oxígeno del aire. Sus propiedades físicas y químicas varían de modo ostensible cuando las sustancias derivadas  de las tierras raras presentan impurezas o se hallan en combinación con otros elementos, y sus puntos de fusión y ebullición cambian drásticamente. Sin embargo, la escasez en las muestras disponibles y la dificultad en obtener los elementos puros dificulta el estudio de sus propiedades. Propiedades de los elementos Actínidos. Son 14 elementos que, tras el actinio, se disponen consecutivamente en la tabla periódica, con los números atómicos desde el 89 hasta el 103. ocupan el periodo 7 y se inician en el grupo 3 con el actinio. Tienen como característica principal su radioactividad. A pesar que muchos de ellos se pueden encontrar en la naturaleza, la mayoría han sido obtenidos artificialmente por el hombre; entre los más importantes esta el uranio y el plutonio que han sido utilizados en la fabricación de la bomba atómica y que actualmente son usados cada vez con mayor frecuencia con el fin de obtener energía eléctrica. Los actínidos son metales pesados y tóxicos así como el plomo; es decir,si es ingerido durante un periodo producen una seria intoxicación y enfermedad, el verdadero riesgo de estos elementos radica en la radioactividad, cuyas radiaciones son capaces de destruir los tejidos y producir tumores cancerígenos. Un poco sobre la radioactividad, visitar los siguiente enlaces:  1. http://odas.educarchile.cl/odas_mineduc/pav/Quimica/radiactividad_01.swf 2. http://cienciasnaturales.es/NUCLEAR.swf

Bibliografia

* Santillana 7 ISBN958-24-1081-7

* http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/4quincena8/4q8_contenidos_3c_ampliacion.htm

* YUOTUBE https://www.youtube.com/watch?v=65dDwvVHAv0 

*http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf

* http://studylib.es/doc/261415/una-fiesta-muy-elemental-file

* https://www.youtube.com/watch?v=O8uXEhdSwOA+ https://www.youtube.com/watch?v=3I3hoC4lOPM&nohtml5=False