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Enlaces químicos y estado de oxidación

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    Enlaces químicos y estado de oxidación Enlaces químicos y estado de oxidación Document Transcript

    • ENLACES QUÍMICOS ESTADO DE OXIDACIÓN2011Home;Héctor Mario TorresINEM “LUIS LOPÉZ DE MESA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS GRADO-1008/07/2011rightcenter<br />ENLACES QUÍMICOSESTADO DE OXIDACIÓNCOLEGIO INEM “LUIS LOPEZ DE MESA”VILLAVICENCIO (META)DEPARTAMENTO DE CIENCIAS GRADO 10°MINISTERIO DEEDUCACIÓNNACIONALCOLOMBIA<br />FICHA TÉCNICA N° 4<br />ENLACES QUÍMICOS Y ESTADO DE OXIDACIÓN<br />ESTÁNDAR ACADÉMICO: Establece relaciones entre los diferentes enlaces químicos y como se aplica la ley del octeto.<br />COMPETENCIAS DEL ÁREA DE TRABAJO<br />DESEMPEÑO SUPERIOR: Analiza con claridad como las sustancias químicas que utiliza a diario, están formadas por partículas o átomos unidos por diferentes enlaces químicos<br />DESEMPEÑO ALTO: Interpreta como las sustancias químicas que utiliza a diario, están formadas por partículas o átomos unidos por diferentes enlaces químicos<br />DESEMPEÑO BASICO: Identifica de que están formadas por partículas o átomos unidos por diferentes enlaces químicos en las diferentes sustancias químicas que utiliza a diario.<br />DESEMPEÑO BAJO: Conoce los enlaces químicos<br />ENSEÑANZAS<br />CONCEPTUAL: Enlace químico, átomos, electronegatividad, regla del octeto, tipos de enlaces (iónicos, covalentes, metálicos, reglas para hacer estructuras de Lewis, formación de cationes y aniones. Artículo científico sobre la soda caústica.<br />PROCEDIMENTAL: Elaboración de mapas conceptuales, Longitud de enlace, energía de enlace, comparación de datos, interpretación de fórmulas estructurales de Lewis para determinar el tipo de enlace químico y aplicación de la ley del octeto, predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos utilizando los valores de electronegatividad de los elementos, utilizando los símbolos de Lewis, representar las moléculas, formación de cationes y aniones, enlace iónico, covalente, covalentes múltiples, covalente coordinado o dativo, enlace metálico.<br />ARGUMENTAL: explica el enlace químico, energía y longitud de enlace, analiza los datos obtenidos de la electronegatividad para obtener el tipo de enlace que forma una molécula o sustancia química, interpreta datos para realizar estructuras de Lewis y colocar los tipos de enlace químico, interpreta las formulas de Lewis para obtener las formulas químicas, argumenta como es importante la fabricación de sustancias químicas conociendo los enlaces químicos en la utilización de la industria.<br />ARTÍCULACIÓN ACADÉMICA: Proyecto ambiental Prae<br />Subproyectos: Sustancias químicas contaminantes.<br />RELACIÓN CON EL PROYECTO. El proyecto ambiental es uno de los problemas del medio ambiente, y se trata de inculcar en los estudiantes la disposición de saber utilizar los productos industriales de la vida diaria adecuadamente, evitando cualquier daño a su salud y la de los seres vivos que habitan en el planeta. Que el estudiante conozca cómo se unen esto elementos químicos para formar sustancias que son útiles, pero mal utilizadas el daño que pueden causar a una población dada.<br />PRIMERA FASE DE VIVENCIAS<br />Tiempo estimado: 2 horas.<br />Valores y competencias a fortalecer: 1-Respetar las opiniones de las personas. 2-Participar activamente individualmente o en trabajo en grupo. 3-Ser solidario en las explicaciones compartiendo conocimientos y habilidades con sus compañeros. 4-Realizar autonomía y responsabilidad en la realización d trabajos y actividades en clase y extraclase. 5-Fortalecer el respeto por el medio ambiente de su aula. 6-Resapetar los bienes de los demás.<br />REGLAS QUE FAVORECEN EL DESARROLLO DE COMPETENCIAS EN EL TRABAJO COTIDIANO EN EL AULA DE QUÍMICA:<br />1- Al inicio de cada clase el docente realiza una breve introducción al trabajo. 2- Por orden de lista un estudiante en cada clase expone al frente del salón, con la atención de todos los compañeros un sencillo experimento. Los estudiantes deben tomar los apuntes respectivos en el cuaderno de experimentos. 3- Utilizando textos de química, enciclopedias, internet, artículos impresos relacionados con los temas, se deben elaborar síntesis de los conceptos, se pueden utilizar cuadros comparativos, mapas conceptuales, cuadros sinópticos o resúmenes. 4-El docente elige en cada clase un determinado número de conceptos y en orientación individual o en plenaria amplía, profundiza o aclara, además puede generar cortos debates. 5- El cuaderno de apuntes es un elemento que permite verificar responsabilidad, orden y hasta comprensión, será valorado varias veces durante el periodo. 6- Como mecanismo de validación y verificación de aprendizajes, el quiz será una de las estrategias, estos se realizaran en cualquier clase y su valoración sumativa se registra en el libro del profesor. 7- Se practicará una gran evaluación final con un valor porcentual del 30% del total de la nota, se aprobará con una valoración de 3.0 Si se reprueba se asignará trabajo de recuperación y se puede volver a presentar. 9- Se asistirá a la sala de Internet y allí se desarrolla una de las actividades importantes, esta actividad será valorada al cumplirse en su totalidad.<br />SEGUNDA FASE DE APREHENSIÓN<br />Tiempo estimado: 4 horas clase<br />left322580ENLACE QUÍMICO Y ESTADO DE OXIDACIÓN<br />Ilustración 1. Enlace químico y Estado de oxidación<br />INTRODUCCIÓN<br />Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. Ejemplos:<br />02: diatómicaS02: triatómicaNH3: tetraatómica<br />Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables.<br />Longitud de enlace y energía de enlace. La unión de dos átomos y la formación de un enlace es un proceso químico, que va acompañado de cierta variación de energía potencial.<br />Al aproximarse dos átomos se puede presentar dos situaciones:<br />Las nubes de electrones externas de los dos átomos se ven influenciadas mutuamente, se traduce en un incremento de la fuerza de repulsión entre ambas a medida que la distancia disminuye. No se forma un enlace ya que no existe una distancia que permita la existencia de un estado estable. Ejemplo, es los elementos del grupo VIIIA o gases nobles.<br />La energía potencial del sistema formado por los dos átomos decrece a medida que estos se aproximan, al menos hasta cierta distancia. A partir de este momento, la energía potencial crece nuevamente cuando los átomos se aproximan.<br />Entonces existe, una distancia (d) para la cual la energía es mínima y la estabilidad del sistema es máxima, lo que permite la formación de una molécula estable a partir de átomos aislados; dicha distancia se denomina longitud de enlace y suele expresarse en angstrom (Ǻ). En el proceso de formación del enlace se desprende energía; de la misma forma, se requiere del suministro de una cantidad de energía igual o superior a la desprendida en la formación del enlace para separar los átomos que forman el enlace. <br />La distancia entre dos átomos unidos por un enlace covalente se calcula sumando las longitudes de sus radios. Ejemplo. Si calculamos la distancia en el siguiente enlace de C – Cl; su sus radios atómicos son C=0.77Ǻ y Cl=0.99Ǻ, el resultado es sumando las longitudes del radio 0,77Ǻ + 0.99Ǻ = 1,76Ǻ.<br />Podemos decir que la energía de enlace (Ec) es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos, separándolos a una distancia infinita. La energía de enlace se puede expresar en Kcal/mol. Ejemplo, la energía de enlace (H-0) es igual a 110 Kcal/mol, y la de enlace (H-C) es de 99,3 Kcal/mol. La energía de enlace entre los dos átomos está en relación directa con su polaridad y esta, a su vez, depende de las diferencias de electronegatividad que presenten los átomos. Por lo tanto los compuestos iónicos presentan una energía de enlace superior a los covalentes.<br />LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ENLACES QUÍICOS<br />Como se explico en la unidad anterior, el potencial de ionización y la afinidad electrónica determinan el concepto de electronegatividad de un elemento. La electronegatividad se puede entender como la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.<br />Ilustración 2. Relaciones entre la electronegatividad y el tipo de Enlace<br />IAH 2,1IIAIIIAIVAVAVIAVIIALi 1,0Be 1,5B 2,0C 2,5N 3,00 3,5F 4,0Na 0,9Mg 1,2IIIBIVBVBVIBVIIBIBIIBAl 1,5Si 1,8P 2,1S 2,5Cl 3,0K 0.8Ca 1,0Sc 1,3Ti 1,5V 1,6Cr 1,6Mn 1,5Fe 1,8Co 1,8Ni 1,8Cu 1,9Ga 1,6Ge 1,8As 2,0Se 2,4Br 2,8Rb 0,8Sr 1,0Y 1,2Zr 1,4Nb 1,6Mo 1,8Tc 1,9Ru 2,2Rh 2,2Pd 1,2Ag 1,9In 1,7Sn 1,8Sb 1,9Te 2,1I 2,5Cs 0,7Ba 0,9La 1,1Hf 1,3Ta 1,5W 1,7Re 1,9Os 2,2Ir 2,2Pt 2,2Au 2,4Tl 1,8Pb 1,8Bi 1,9Po 2,0At 2,2Fr 0,7Ra 0,9Ac 1,1Th 1,3Pa 1,5U 1,7Np 1,3Lw 1,3<br />Ilustración 3. Valores de electronegatividad de Pauling.<br />Los valores de la electronegatividad son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos d diferentes elementos. En la ilustración 3 se incluyen los valores de electronegatividad de algunos elementos. No olvide que, en la mayoría de los casos, las propiedades químicas de los elementos dependen de los electrones de valencia y de su estructura electrónica.<br />Para encontrar la diferencia de electronegatividad entre dos elementos, se resta el menor valor del mayor valor. Cuando la unión o el enlace se presenta entre átomos de elementos de igual electronegatividad, la diferencia da cero y se da un enlace covalente puro En este caso, los electrones comprometidos en el enlace están igualmente compartidos por los átomos, por ejemplo, H2 y Cl2. Estas moléculas son de carácter no polar, no hay formación de dipolos.<br />Si la unión se presenta entre átomos de elementos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta (mayor de 1,7 o 2,0) el enlace es de tipo iónico. Ejemplo el NaCl, si la diferencia de electronegatividad es baja, el enlace es covalente polar, ejemplo, el CO.<br />Ilustración 4. Fuerzas de atracción y su relación con los enlaces químicos.<br />Los valores de Electronegatividad del H= 2,1; Los del C= 2,5 y el O= 3,5 y los del Li= 1,0 y Cl= 3,0. El valor has alto es el del F=4 y el más bajo que es 0,7, lo presenta el Fr. De tal manera, la mayor diferencia de electronegatividad que puede presentar es 4,0 – 0,7 = 3,3, y la mínima es 0 cuando se unen 2 átomos de igual electronegatividad.<br />Al colocar estos valores en los extremos de una línea recta, se ilustra de la siguiente forma:<br />Como regla general, se tiene que, cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos es mayor de 1,7 o 2,0, el enlace presenta alto carácter iónico. Y todos los átomos de diferentes elementos, necesariamente ha de tener algún carácter polar, puesto que los átomos tienen distinta electronegatividad. En este caso el elemento más electronegativo atrae sobre sí la pareja de electrones compartidos, de manera que permanece durante más tiempo cerca de este que del otro.<br />SÍMBOLOS ELECTRÓNICOS Y FÓRMULAS DE LEWIS<br />Para representar el enlace químico, Lewis estableció que se pueden utilizar círculos, puntos, signo x, o el signo +, alrededor del símbolo del elemento, para representar sus electrones de valencia. Se requiere conocer el número atómico para hacer la notación espectral y determinar los electrones de valencia, basta sólo conocer el grupo al cual pertenece cada átomo, para escribir los símbolos electrónicos de Lewis, ejemplo:<br />Ilustración 5. Representación de los electrones de valencia.<br />Las fórmulas de las moléculas también se pueden expresar mediante la estructura de Lewis, ejemplos: Ácido Nitroso.<br />222253810 <br />Explorar para sacar datos: Estructuras de enlaces químicos.<br />REGLAS PARA HACER ESTRUCTURAS DE LEWIS EN MOLÉCULAS<br />Colocar como átomo central el elemento de menor electronegatividad. El H nunca podrá ser átomo central.<br />Ubicar el 0 alrededor del átomo central y, entrelazarlos con ellos, los H, si los hay, formando enlaces 0-H. Debe evitarse el enlace 0-0 (por repulsión), a no ser que sea un peróxido (H202).<br />Si en la molécula existen elementos del grupo VII-A (17) deben formar sólo un enlace covalente normal o sencillo, si tiene que formar otros serán coordinados (un átomo aporta la pareja de ê, y se pasa del octeto).<br />El 0 puede presentar 3 tipos de enlaces: dos enlaces sencilos, uno doble, uno covalente coordinado. Los demás del grupo VI-A (16) se comportan como el 0, pero si presentan más de 2 enlaces, los adicionales serán coordinados.<br />Los elementos del grupo V-A (15) pueden formar enlaces simples, o uno simple y uno doble, o uno triple. Si existen mas de 3 enlaces los demás serán coordinados.<br />El C y demás elementos del grupo IV-A (14) pueden formar varias clases de enlaces: 4-simples, 2-dobles, uno doble y 2 simples o 1-triple y 1-simple. Los elementos de este grupo no forman coordinados.<br />Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1,7 o 2,0. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la ilustración 6, mientras que en la Imagen se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace. <br />22225669925FORMACIÓN DE CATIONES Y ANIONES. El Na pierde 1ê, con lo cual queda en el núcleo un p+ sin neutralizar, formando un ión con carga positiva o un catión con carga +1. La formación del catión implica la pérdida de ê (s) por parte de un átomo neutro. Cuando se ganan ê (s), se forman aniones.<br />3789680135255Ilustración SEQ Ilustración * ARABIC 6.Molécula de NaCl. <br /> Na - 1ê -> [Na]+ Cl + 1ê -> [Cl]- <br />PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS<br /> Son sólidos a temperatura ambiente, porque sus fuerzas de atracción, siguen ocupando una posición en la red, por lo tanto son rígidos, se funden a temperaturas altas. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí disueltos o fundidos, porque no se pueden mover los iones dentro de la red, pero disueltos o fundidos, dejan libre iones que son los que transportan la corriente eléctrica. Tienen altos puntos de fusión, superiores a 400°C, son más altos estos puntos, cuanto mayor sea la carga de iones y menor su volumen, por eso es útil como material refractario. Son duros, pero frágiles, porque un ligero desplazamiento en el cristal desordena la red cristalina; entre tanto los iones de igual carga, produce fuerte repulsión, y la consecuencia la ruptura del cristal. Son solubles en H20 y disolventes polares, porque cuando un ión atrae al polo de carga opuesta del disolvente, formando un enlace débil que libera una energía llamada Solvatación (Energía de de hidratación, si es el H20 el disolvente). Si la energía de solvatación es mayor que la energía que une a los iones del cristal, el disolvente rompe el enlace iónico, y el compuesto se disuelve, los iones quedan separados y rodeados de moléculas de disolvente. Si hay una electronegatividad del Na =0,93 y del Cl= 3,16; la diferencia será de 2,23. Como es mayor de 1,7 o 2,0 el enlace es iónico.<br />Ilustración 7. Enlace covalente apolar.222252084705ENLACE COVALENTE. El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1,7 (sin considerar el 0) O 2,0. Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Ejemplo se ven en la Ilustración 7. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro. <br /> Cl + Cl -> Cl2 <br /> <br />ENLACE COVALENTE POLAR. Un caso en el cual los dos átomos diferentes forman una molécula con un par de electrones compartidos es la molécula de cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico, Cl. El H aporta al enlace su electrón y el cloro, que posee 7 electrones de valencia, aporta también uno. Los dos átomos permanecen unidos por un enlace covalente polar. La electronegatividad del Cl = 3,1 y el H = 2,2, la diferencia de electronegatividad es de 0,9, siendo un enlace covalente polar.<br />H + Cl -> HCl <br />Ilustración 8. Enlace covalente polar del Cloruro de hidrógeno.<br />Tomando los valores de la electronegatividad del Cl = 3,0 y H = 2,1. La diferencia es de 0,9.<br />ENLACES COVALENTES COORDINADO o DATIVO. Es un tipo de enlace diferente al iónico y covalente, un solo átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. Las estructuras que sirven de cómo ejemplo son: ion hidronio (H30+) y el ion amonio (NH4+) y el S02<br />H20 + H+ -> H30+<br />Son pocos los átomos que pueden formar este tipo de enlace, los más frecuentes se presentan en los átomos de nitrógeno, azufre y fósforo. El átomo que aporta la pareja de ê (s) se le llama dador o donador y el que la acepta o recibe, receptor o aceptor, este tipo de enlace se representa mediante una flecha que va del átomo que aporta el par de electrones al átomo que los recibe.<br />Ilustración 9. Enlace covalente coordinado o dativo del dióxido de azufre.<br />En la ilustración 9, tanto el oxígeno como el azufre presentan 6 ê (s) en su nivel más externo; para establecer su estructura, el átomo de S se ubica como átomo central, debido a que es el átomo de menor electronegatividad, y, a cada lado, los oxígenos. El S comparte con el átomo de 0 de la izquierda una pareja de ê (s) de esta forma, tanto el oxígeno como el azufre completan su octeto. Para que el átomo de oxígeno de la derecha obtenga su estabilidad, el azufre comparte dos de sus electrones no enlazados, formando así un enlace covalente coordinado. La diferencia de electronegatividad de los átomos participantes es de 1,0.<br />ENLACES COVALENTES MULTIPLES<br />La idea es que cada átomo, en una molécula, ha de tener la configuración electrónica de n gas noble, ponen de manifiesto la existencia de enlaces covalentes por compartición d 2 ó 3 pares de ê (s). Algunos ejemplos son, los alquenos (con doble enlace) y alquinos (con triple enlace). Eteno: C2H4 y el Etino: C2H2.<br />Eteno: C2H4 <br />Ilustración 10. Eteno, enlace covalente múltiple.<br />Ilustración 11. Etino, enlace múltiple.<br />PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTES<br />Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición. Son relativamente estables y de escasa reactividad, porque su enlace covalente es fuerte y supone una configuración electrónica de gas noble. Algunos sólidos covalentes carecen de unidades moleculares, ejemplo el diamante, que está constituido por átomos iguales, unidos por enlaces covalentes en las 3 direcciones, formando una red cristalina, por eso son duros y de elevado punto de fusión. Otros sólidos son relativamente blandos y malos conductores de calor y electricidad. Presentan baja electronegatividad, menor de 2,0 o 1,7.<br />ENLACE METÁLICO. Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales). Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizada entre los átomos que los comparten.<br /> <br />¿Qué mantiene la unión?<br />La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones.<br />PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS<br />Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido). Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos). Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en este caso, la estructura cristalina se rompe. Son en general duros (resistentes al rayado). La mayoría se oxida con facilidad.<br />Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.<br />EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO. Existen numerosos compuestos que no cumplen con la regla del octeto. Los del segundo periodo son ejemplos de algunos de ellos. Ejemplo el BeCl2, donde el Be, va poseer solo 4 ê (s); el PCl5, donde el P va a poseer 10 ê (s). Otra fórmula es el N0, aquí el oxígeno cumple la ley del octeto, mientras el nitrógeno no.<br />EL ENLACE QUÍMICO Y LAS FUERZAS INTERMOLECULARES<br />Además de las fuerzas que se ejercen entre los átomos para mantenerse unidos y, así formar, las moléculas, entre las moléculas también existen ciertas fuerzas que se conocen como fuerzas intermoleculares. Las principales son: Interacciones dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.<br />INTERRACCIÓN DIPOLO-DIPOLO<br />Propio moléculas polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. Estas atracciones varían con la temperatura y, por lo tanto, influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias.<br />FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON.<br />Propio de las moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por lo tanto, actúan especialmente a bajas temperaturas. En los gases nobles son responsables de su licuefacción.<br />Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Puesto que la nube electrónica es móvil, por fraccione de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas. Se debe diferenciar las fuerzas de Van der Waals que abarcan todos los tipos de fuerzas intermoleculares, mientras que las de London hacen referencia a moléculas no polares, sustancias como C02, N2, 02, H2, S03. También SE les llama fuerzas de corto alcance, pues sólo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.<br />ENLACE DE HIDRÓGENO.<br />Sabemos que el hidrógeno, al igual que los metales del grupo IA, forma un catión con estado de oxidación +1, el p+ - H+1. Además, el hidrógeno forma el anión hidruro H-1, y muchos otros compuestos en los cuales se encuentra enlazado covalentemente.<br />Se ha encontrado que en varios compuestos, el hidrógeno se encuentra entre 2 átomos formando entre ellos un puente o enlace. Esto hadado origen a los llamados enlaces o puentes de hidrógeno.<br />33508951306195Estos puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, como el flúor, el oxígeno y el nitrógeno. Debido a la elevada electronegatividad, en el enlace se forman dos polos, de los cuales el positivo se sitúa sobre el hidrógeno. Las moléculas se aproximan entre sí, debido a que el hidrógeno de una molécula es atraído por el polo negativo de la otra. Estos puentes de hidrógeno son fuerzas débiles, pero tienen influencia en las propiedades físicas de los compuestos en los que se forman. El hecho de que el hielo sea menos denso que el agua y, por esta razón, flote en el agua líquida, se puede explicar: cuando la temperatura desciende, el agua se congela; el hielo forma un cristal hexagonal. Cada átomo de oxígeno está unido a 4 hidrógenos: dos por enlaces covalentes y dos por enlaces de hidrógeno.<br />Cuando la temperatura desciende por debajo de 4°C, se presenta un paso progresivo de una estructura más densa del líquido a una estructura abierta, lo cual hace que el volumen aumente y, en consecuencia, que la densidad disminuya a temperaturas cercanas a 0°C. Este hecho establece que el volumen de una determinada cantidad de agua o de solución acuosa sea mayor cuando se encuentra en su estado sólido.<br />ESTADOS DE OXIDACIÓN<br />En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga que “aparece” tener un átomo en un compuesto determinado. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios. El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electrónicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno esta trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio. Para establecer el estado de oxidación de un elemento se consideran los electrones comprometidos en un enlace. Si los dos átomos del enlace tienen la misma electronegatividad, los electrones compartidos se cuentan por igual en ambos átomos. <br />Ejemplo, en la molécula de hidrógeno (H2) están comprometidos 2 ê (s). Como los dos átomos son idénticos, entonces, en cada átomo, se considera el ê compartido, como se indica en la figura: La carga del núcleo de H está determinada por el número de p+, y corresponde a +1. La carga positiva de los 2 átomos de H, que es +2, está neutralizada por la carga de los 2ê(s), lo cual da como resultado final una carga neta de cero (0). Si se aplica el concepto e estado de oxidación, el H2 molecular, tiene entonces un estado d oxidación de cero. El mismo fenómeno se presenta en el Cl2 molecular<br />En una molécula heteroatómica como el H20, los estados de oxidación del H y del 0 son diferentes de cero. Como el 0 es electronegativo que el H, entonces los ê(s) comprometidos en el enlace, son atraídos por el oxígeno, como se muestra en la estructura de Lewis: <br />2222521590La carga del núcleo del oxigeno es +8, que corresponde a 8p+, quedando con 2ê(s) internos del nivel 1s y con 8ê(s) en el nivel 2. Así el átomo de oxígeno tiene 10ê(s) y 8p+. Matemáticamente, se tiene: -10ê + 8p+ = -2 (estado de oxidación).<br />El estado de oxidación de cualquier elemento sin combinar es cero, 0. Ejemplo, Na, Zn, Al. Así mismo todos los compuestos del mismo elemento como H2, 02, I2, etc.<br />En compuestos donde se encuentra el hidrógeno, su estado de oxidación es +1, menos en el caso de los hidruros en el que tiene estado de oxidación -1. Ejemplo. Li+H-1 (hidruro de litio); Na+H-1 (hidruro de sodio); Ca+2H2-1 (hidruro de calcio). El estado de oxidación negativo para el hidrógeno se explica teniendo en cuenta que este elemento forma estos compuestos, solamente con los metales que presentan una electronegatividad menor de 2,1, según los valores de Pauling. El núcleo del hidrógeno tiene una carga +1. Cuando reacciona con el litio o con el sodio, queda con 2 ê, de donde -2ê – 1p+ = -1 aparentemente el H queda cargado negativamente, por lo cual, su estado de oxidación es --1. Observe que los 2ê del enlace se encuentran en el H, que es el elemento más electronegativo.<br />En casi todos los compuestos en que se encuentra el oxigeno, su estado de oxidación es -2, con dos excepciones.<br />Los peróxidos, como el de peróxido hidrógeno o agua oxigenada, H202, en el cual el estado de oxidación del oxigeno es -1.<br />El monóxido de difluoruro, 0+2F2-1, en el cual el estado de oxidación del oxígeno es +2, debido a sus valores de electronegatividad (0=3,5 y F=4,0).<br />Los metales siempre toman estado de oxidación positivos.<br />Los elementos alcalinos, del grupo IA y los alcalinotérreos, grupo IIA, presentan números de oxidación +1, y +2, respectivamente.<br />Algunos elementos presentan más de un número de oxidación. Ej, el Fe, el Cu, y el S, cuyos números de oxidación son +2, +3, para el Fe; +1, +2 para el Cu; -2, +2, +4, +6 para el S. Para los demás elementos, sus estados de oxidación se presentan en la tabla periódica.<br />En los cuentos binarios, como los halógenos (grupo VIIA), F, Cl, Br y I, es -1. Sin embargo estos elementos pueden tener, +1, +3, +5 y +7.<br />Las moléculas son eléctricamente neutras. Donde la suma de los estados de oxidación positivos y negativos es cero.<br />En los iones simples o monoatómicos, el estado de oxidación es igual a la carga del ion. Por lo tanto el estado de oxidación de los siguientes iones, Al+3, I-1, Na+1, Fe+2, son respectivamente +3, -1, +1 y +2.<br />En un complejo o poliatómico, la suma algebraica de oxidación debe ser igual a la carga neta del ion, ejemplo:<br />(Mn+704-2)-1 7 + (-2 x 4) = -1.<br />TERCERA FASE DE EMPODERAMIENTO<br />Tiempo estimado: 4 horas<br />Actividades: resuelva en su cuaderno de química los siguientes problemas:<br />Ordene de mayor a menor los siguientes átomos de acuerdo al valor de su electronegatividad: Fe, H, Cl, Ca, F, 0, N, Na, Cu, S.<br />¿Qué partícula de las 3 fundamentales es responsable del enlace químico?<br />Observando el video en el Blog (químicainorganica10hector2011), explique la ley del octeto en la molécula KI (Yoduro de Potasio), realice la estructura de Lewis. ¿Qué tipo de enlace se forma?<br />Haciendo uso de los valores de electronegatividad que aparecen en la ilustración-3<br />Ordene los siguientes enlaces en forma creciente de polaridad: Na-Cl; H-H; As-F; F-0; N-H.<br />De acuerdo con la regla del octeto, determine, para los siguientes átomos, cuántos electrones podrían ganar o perder cada uno. Especifique cuáles tienden a ganar y cuáles a perder ê(s): Ra, Bi, Br, C, Ga.<br />¿Cuáles de estos enlaces son iónicos?<br />¿Cuáles son o polares?<br />¿Por qué está dada la polaridad?<br />Contesta las preguntas 9 a 11. Encontramos 5 compuestos cada uno con las siguientes propiedades físicas: El compuesto P, estado sólido, NO conduce la electricidad a temperatura ambiente, SI conduce la corriente eléctrica en solución y su punto de fusión es de 680,0 °C. El compuesto H, estado sólido, NO conduce la electricidad a temperatura ambiente, SI conduce la corriente eléctrica en solución y su punto de fusión es de 755,0 °C. El compuesto K, estado gaseoso, NO conduce la electricidad a temperatura ambiente, NO conduce la corriente eléctrica en solución y su punto de fusión es de -182,6°C. El compuesto U, estado sólido, SI conduce la electricidad a temperatura ambiente, SI conduce la corriente eléctrica en solución y su punto de fusión es de 1535,0 °C. El compuesto L, estado sólido, NO conduce la electricidad a temperatura ambiente, NO conduce la corriente eléctrica en solución y su punto de fusión es de 110,0 °C.<br />Realice una tabla, y con la información cuál de las sustancias es de carácter iónico.<br />La información de su tabla le permite afirmar que las sustancias de carácter covalente son:<br />Los datos de la tabla suya indican que el compuesto con enlace metálico es:<br />Calcule la diferencia de electronegatividad en cada uno de los siguientes enlaces, y ordénelos de mayor a menor. Determine cuáles presentan enlaces iónicos y cuáles covalentes polares: Na – S; H – F; Cl – O; C – N; Ag – O; K – S.<br />Represente los símbolos electrónicos de Lewis de los elementos Na: Z= 11; Zr: Z= 40; Zn: Z=30; P: Z= 15; 0: Z=8; Br: Z=35 <br />Utilizando los símbolos de Lewis, represente las moléculas de BaCl2, NaBr, HCl0, H2S04 y H3P04.<br />Establezca el número de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos: Fe203; KCl; K2S04; CuS; H3P03; K2S03; H3P04; H2C03.<br />Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: Na+1; F-1; 0-2; Fe+3; Cl-7.<br />Conteste las preguntas 17 y 18, con los siguientes datos, elaborando una tabla que muestre los valores de electronegatividad de 5 elementos: A =0,7; L =4,0; M=2,1; V=2,8; C=2,1.<br />De acuerdo con la información obtenida en su tabla, es correcto afirmar que el compuesto de mayor carácter iónico será el formado por los elementos.<br />Se puede decir que el compuesto de mayor carácter covalente será el formado por los elementos.<br />CUARTA FASE DE RESIGNIFICACIÓN<br />La evaluación será permanente e integral y se utilizarán los siguientes mecanismos:<br />Revisión periódica de los apuntes con valoración de 1,0 a 5,0 y sustentación. Al final del periodo se suman y promedian dando una nota con un valor porcentual del 20% del total de la nota.<br />Revisión de actividad en internet. Valor porcentual del 5%<br />Evaluación tipo quiz espontánea o preavisada. La suma de estas notas y promediadas al final del periodo tendrá una valoración total del 20%<br />Revisión de talleres de aplicación con valoración del 10%<br />Valoración del ensayo sobre sustancias químicas contaminantes 5%<br />Evaluación escrita de las preguntas con una valoración del 30%, puede ser tipo SABER.<br />H.M.T-08 de julio de 2011.<br /> <br />