domingo, 8 de septiembre de 2019

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 ,O 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.




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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