En este espacio encontrará información de los temas a desarrollar en el ciclo, espero que lo visites constantemente.
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico es la fuerza que mantiene a los átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son de tipo electromagnético y pueden ser de distintos tipos y valores. La energía necesaria para romper un enlace se conoce como energía de enlace.
Cuando se produce un enlace, los átomos no cambian. Por ejemplo, al formar el agua (H2O), los hidrógenos H siguen siendo hidrógenos y el oxígeno O es siempre oxígeno. Son los electrones de los hidrógenos los que se comparten con el oxígeno.
Tipos de enlaces químicos
Dependiendo de la configuración electrónica de los átomos y de su afinidad por los electrones, tenemos diferentes tipos de enlaces:
Enlace iónico: los electrones de un átomo se transfieren al otro átomo.
Enlace covalente: los electrones entre los átomos se comparten.
Enlaces químicos iónicos
Un enlace iónico se forma cuando hay transferencia de electrones entre un metal y un no metal. Por ejemplo, el sodio (Na) es un metal cuya capa externa tiene un electrón. Este puede ser cedido fácilmente y quedar como catión Na+. En cambio, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa, razón por la cual tiene una mayor predisposición para atraer un electrón y quedar con ocho electrones, lo que lo transforma en el anión cloruro Cl-.
Si se juntan en solución acuosa el sodio y cloro, sus cargas opuestas se atraen por fuerzas electrostáticas. Los compuestos formados de esta manera se arreglan en cristales.
Características generales de los cristales iónicos
En los enlaces iónicos, participan un catión y un anión.
En escala macroscópica, los compuestos iónicos forman sólidos cristalinos.
Por lo general, presentan puntos de fusión altos debido a la fuerte atracción electrostática y multidireccional entre iones de signo contrario. Es decir, un catión se puede unir a varios aniones al mismo tiempo. Lo mismo ocurre con los aniones.
Se fracturan al someterlos a una fuerza externa por la formación de planos de repulsión iónica.
No conducen electricidad en estado sólido.
Conducen electricidad cuando están fundidos, debido a la presencia de iones móviles.
Conducen electricidad cuando están disociados en solución.
Ejemplos de compuestos iónicos
A continuación encontrará un vídeo que recordará la temática vista en clase sobre los enlaces químicos.
Enlaces químicos covalentes
Un enlace covalente se establece entre dos átomos cuando estos comparten electrones. Los electrones no se encuentran fijos, se mueven entre los dos átomos dependiendo de la electronegatividad de cada átomo, esto es, de la atracción por electrones que tienen los átomos.
ENLACE COVALENTE POLAR
Cuando sustancias con diferente capacidad para atraer electrones forman un enlace covalente, se dice que este son polares. Por ejemplo: en la molécula de sulfuro de hidrógeno HS, el azufre S es más electronegativo que el hidrógeno, por lo tanto, los electrones que comparten estarán más próximos del azufre.
Otro ejemplo de enlace covalente polar se encuentra en el enlace entre el carbono y el flúor CF. Ambos comparten electrones, pero debido a que el flúor atrae con más fuerzas los electrones, estos crean un dipolo eléctrico en el cual es más negativo el lado del flúor y más positivo el lado del carbono.
En la formación de un enlace covalente polar no hablamos de aniones o cationes; el átomo con mayor electronegatividad queda con una carga eléctrica parcial negativa y el átomo con menor electronegatividad queda con una carga parcial positiva.
Enlace covalente no polar
Cuando sustancias con similar capacidad para atraer electrones forman un enlace, se dice que este es no polar, pues los electrones están compartidos de forma igualitaria entre los átomos.
Por ejemplo: la unión entre carbonos en la molécula de etano C2H6 es no polar, pues entre los dos carbonos la atracción por electrones es igual.
Dependiendo de la cantidad de electrones que son compartidos, se puede tener enlace covalente simple, doble o triple. A continuación, explicamos cada uno.
Enlace covalente simple
Un enlace covalente simple se produce cuando sólo un par de electrones son compartidos. Se representa como una línea entre dos átomos. Por ejemplo, la molécula de oxígeno:
Enlace covalente doble
El enlace covalente doble este tipo de enlace covalente, son cuatro los electrones compartidos entre átomos. Se representan por dos líneas paralelas entre los dos átomos. Esta unión es más fuerte que la el enlace covalente simple. Por ejemplo, el eteno:
Enlace covalente triple
El monóxido de carbono CO, un gas tóxico, es un compuesto covalente con un enlace triple.
Un triple enlace significa que se está compartiendo seis electrones entre dos átomos. Se representa por tres líneas paralelas entre los elementos. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno N2.
Características de los compuestos covalentes
Los electrones son compartidos entre dos o mas átomos. Estas uniones se presentan frecuentemente entre elementos similares o entre no metales.
Pueden formar moléculas, a diferencia de los cristales iónicos.
Las moléculas formadas son neutras.
No pueden conducir la electricidad.
Al disolverse no producen partículas cargadas.
Cuando las moléculas de estas sustancias se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares poco intensas, tienen puntos de fusión bajos, por lo que son gases o líquidos a temperatura ambiente.
Los sólidos covalentes con fuerzas multidireccionales tienen altos puntos de fusión (diamante, grafito, sílice) y forman sólidos reticulares o periódicos
TALLER ENLACES QUÍMICOS #1
INTERPRETA
1. Define los siguientes términos y establece relaciones
entre ellos:
a) Átomos
b) Elementos
c) Moléculas
d) Compuestos
e) Fuerzas intramoleculares
f) Fuerzas intermoleculares
g) Configuración electrónica
h) Enlace químico
2. Organiza los siguientes enlaces en orden de polaridad
creciente:
a) Be—Cl
b) Ba—Cl
c) Cl—Cl
3. Identifica el número de electrones ganados y perdidos
por los átomos en los siguientes compuestos:
a) CaCl2
b) MgF2
c) KCl
4. La molécula de tetracloruro de carbono (CCl4)
es apolar y la molécula del agua (H2O) es polar. Explica, a partir
de la estructura molecular, la razón por la cual presentan esta característica.
5. Identifica el tipo de enlace presente en los
siguientes compuestos:
a) RbCl
b) NO2
c) BeF2
d) SO3
6. Las sustancias que utilizamos diariamente y que
constituyen el universo están formadas por átomos que están unidos entre sí.
Los elementos se enlazan unos con otros para formar miles de compuestos. ¿Por
qué los enlaces químicos se forman únicamente entre determinados elementos?
7. Las minas de los lápices que utilizas están formadas
por una clase de carbono denominado grafito, el cual presenta enlaces
covalentes puros. Sin embargo, es un excelente conductor de electricidad.
Explica esta propiedad del carbono.
Preguntas tipo icfes sobre enlaces químicos
taller #2
CONTESTE LAS
PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE TABLA
La tabla presenta la electronegatividad de 4 elementos X,
J, Y y L
Elemento
X
J
Y
L
Electronegatividad
4.0
1.5
0.9
1.6
1. De acuerdo con la información de la tabla, es válido
afirmar que el compuesto con mayor carácter iónico es
A. LX
B. JL
C. YJ
D. YX
2. De acuerdo con la información de la tabla, es válido
afirmar que el compuesto de mayor carácter covalente es
A.
LY
B.
JL
C.
YX
D.
YJ
3. De acuerdo con la tabla anterior, la
estructura de Lewis que representa una molécula de YW2 es
4. En la tabla se muestran las electronegatividades de
algunos elementos
El compuesto que en solución acuosa diluida aumenta la
conductividad del agua en mayor proporción que los otros compuestos es
A. NaF
B. Be2
O
C. LiF
D. NaBr
5. El enlace covalente coordinado se caracteriza por:
A. la marcada diferencia de electro positividad entre los
átomos que se combinan
B. compartimiento de electrones de un átomo a otro
C. transferencia de electrones de un átomo a otro
D. que el par de electrones compartidos pertenecen
solamente a un átomo.
6. Que una sustancia sea buena conductora de la
electricidad se debe a la presencia de:
A. enlaces covalentes
B. enlace coordinado
C. enlace químico
D. enlace iónico
7. Cuando los átomos comparten o intercambian electrones
para formar enlaces, su capa externa debe quedar ocupada por ocho electrones.
El xenón es un gas que posee ocho electrones en su capa de valencia; si se
mezcla xenón con oxígeno lo más probable es que aquel
A. le ceda seis
electrones
B. reaccione formando un óxido
C. se una formando enlace iónico
D. no reaccione
8. Las partículas subatómicas responsables de los cambios
químicos son:
A. electrones internos
B. protones
C. neutrones
D. electrones externos
9. Si el elemento X se encuentra en el grupo II A y el
elemento Y se encuentra en el grupo VII A. Al componente formado entre estos
dos elementos puede tener la fórmula:
A. X2 Y
B. XY2
C. X2 Y7
D. X7 Y2
10. Una configuración electrónica que presenta ocho
electrones en el nivel externo origina en el átomo:
A. posibilidad de formar enlaces iónicos
B. alta electronegatividad
C. gran reactividad química
D. gran estabilidad química
Función química y grupo funcional
Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamiento comunes. Las funciones químicas se describen a través de la identificación de grupos funcionales que las identifican. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales.
Por ejemplo, la función ácido se reconoce porque en su estructura está presente el grupo funcional H+ (hidrogenión) y la función hidróxido se caracteriza por la presencia del grupo funcional OH- (hidroxilo). Así, la fórmula del ácido clorhídrico es HCl y la del hidróxido de sodio NaOH. En la química inorgánica las funciones más importantes son: óxido, ácido, base y sal. A continuación profundizaremos en cada una de ellas, centrándonos especialmente en los aspectos de nomenclatura de cada una de las funciones.
Función óxido
Los óxidos son compuestos inorgánicos binarios, es decir, constituidos por dos elementos, que resultan de la combinación entre el oxígeno y cualquier otro elemento. Por ejemplo, el cobre arde en presencia del oxígeno.
Cuando el elemento unido al oxígeno es un metal, el compuesto se llama óxido básico, mientras que si se trata de un no metal, se le denomina óxido ácido.
Para nombrar este tipo de compuestos basta recordar las siguientes reglas:
— El oxígeno en la gran mayoría de sus compuestos actúa con número de oxidación 2-.
— En todo compuesto la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos debe ser igual a cero.
Al nombrar o escribir las fórmulas de los óxidos se pueden presentar tres situaciones:
Elementos con un único número de oxidación: se incluyen en esta categoría los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA. En este caso para expresar la fórmula del compuesto basta con escribir los símbolos de los elementos involucrados dejando un espacio entre ellos para anotar los subíndices numéricos que permiten equilibrar el número de cargas positivas y negativas del compuesto de tal manera que se cumpla la segunda regla.
1. Tomemos un elemento del grupo IA, como el sodio. Recordemos que el número de oxidación del Na es 1+ y que el del oxígeno es 2-. Debemos escribir ahora los subíndices correspondientes para equilibrar las cargas positivas y negativas de los dos elementos. Sabemos que existe una carga positiva correspondiente al Na (1+) y dos cargas negativas provenientes del oxígeno O (2-), por lo tanto, debe haber dos átomos de sodio para contrarrestar las cargas negativas del oxígeno. Con ello, la fórmula del compuesto es: Na2O. Como solamente se puede formar un óxido, este recibirá el nombre de óxido de sodio. Se puede decir entonces que la proporción en que se combinan estos elementos con el oxígeno es de 2:1.
2. Veamos ahora un ejemplo con un elemento del grupo IIA, como el calcio: • Número de oxidación del calcio, Ca: 2+. • Número de oxidación del oxígeno, O: 2-. • Fórmula del óxido: CaO. • Nombre del óxido: óxido de calcio.
De lo anterior podemos deducir que los elementos del grupo IIA se combinan con el oxígeno e la proporción de 1:1.
Para realizar ejercicios debes tener a mano la tabla periódica y observar en ella el estado de oxidación de los elementos, observa los ejercicios en la siguiente página.
En el siguiente vídeo encontrará la explicación para nombrar hidróxidos utilizando la nomenclatura stock o internacional, la nomenclatura sistemática y la nomenclatura común o tradicional.
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