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MÓDULO QUÍMICA 9° ROFESOR. ESTUDIANTE PERIODO:

Elsy Leottau Mendoza

3

FECHA DEL PERÍODO

15 Julio

GRADO

9

MOD No:

3

GRUPO

No

AREA:

Ciencias Naturales

META DE COMPRENSIÓN DEL AREA Reconocer la importancia de los aportes que se han hecho a cerca de la estructura de la materia que permiten tener una visión propia del comportamiento químico de las sustancias. META DE COMPRENSIÓN DEL AÑO El estudiante comprenderá la estructura de los átomos teniendo en cuenta las diferentes teorías, estableciendo relaciones entre estas y los avances tecnológicos. TÓPICO GENERADOR ¿Cómo nos comunicamos en Química? CONTENIDOS Enlace Químico  Concepto Clases de Enlaces Químicos  Enlace Iónico  Enlace Covalente  Covalente Simple  Covalente Doble  Covalente Triple  Covalente Polar  Covalente Apolar  Enlace Covalente Coordinado METAS DE COMPRENSIÓN DEL PERIODO El estudiante Comprenderá Qué fuerza mantienen unidos a los átomos, que permiten reconocer sus propiedades y entender por que hay tantos compuestos químicos. CRONOGRAMA COMPETENCIA ESTÁNDAR

DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN

. 1. .La estructura de las moléculas inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio.

Relaciona las propiedades que presentan los compuestos con su tipo de enlace, elaborando y ejecutando diseños de modelos moleculares de las clases de enlaces químicos.

FECHA

VALORACIÓN CONTINUA

Semana 1-9

Orientaciones del profesor, Seguimiento de Instrucciones Revisión del ejercicio por parte del docente y socialización de los distintos puntos de vista de los educandos alrededor del tema Preguntas de comprensión lectora a fin de verificar el dominio de las principales ideas expuestas en la guía de estudio Revisión y recomendación por parte del profesor de la actividad realizada basada en una información precisa Socialización de los conceptos básicos Pruebas escritas para valorar el grado de comprensión y responsabilidad que han tenido los educandos a lo largo del periodo


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NIVELES DE META SUPERIOR. Explica la relación que existe entre reacción, enlace químico y configuración electrónica de los átomos ALTO. Construye representaciones de los distintos tipos de enlace químico. BÁSICO. Reconoce y diferencia las estructuras de Lewis en fórmulas de elementos, compuestos iónicos y covalentes BAJO. Se le dificulta representar gráficamente los diferentes tipos de enlace. ORIENTACIONES DIDÁCTICAS Lee cuidadosamente cada uno de los numerales del Módulo Búscalos en tus libros y respóndelos expresándolos en palabras sencillas. Responde con responsabilidad y honestidad. Aprovecha el tiempo del trabajo personal para el desarrollo de las actividades asignadas y consulta con tu profesor las dudas al respecto. Debes llevar hojas de complemento y correcciones para un mejor aprendizaje. Baja de Internet las actualizaciones que encuentres sobre el tema y socialízalo con tus compañeros. Tener en cuenta la actitud y disposición para el trabajo. Cuando se realice una actividad se tienen en cuenta criterios como: creatividad, presentación y contenido. Cuando se realicen prácticas de laboratorio debes elaborar un informe teniendo en cuente las especificaciones dadas por el docente. Cuando el profesor lo indique se hará una evaluación escrita de los temas vistos en ella. RECURSOS REQUERIDOS (AMBIENTES PREPARADOS PARA EL PERIODO) Salón organizado y aseado, sillas dispuestas según momentos de trabajo. Tabla Periódica, Triangulo de Pauling, materiales de Laboratorio, Guías de Laboratorio, que facilitarán la comprensión de los educandos, de los temas a tratar, además de algunas actividades extra clase sugeridas en páginas web de consulta y el trabajo individual en el Módulo de estudio. INTRODUCCIÓN En el Módulo vamos a estudiar los enlaces químicos es decir la fuerza de atracción que mantiene unida a los átomos que forman un compuesto, lo mismo su clasificación, aprendiendo a elaborar las fórmulas de los diferentes tipos de enlaces entre los que tenemos: El enlace Iónico caracterizado por que los átomos implicados en el enlace ceden o transfieren sus electrones a otro para formar Iones tanto positivos como negativos, teniendo presente las características que presentan las moléculas que poseen este tipo de enlace. El enlace covalente también lo vamos a estudiar teniendo presente que los átomos implicados en este tipo de enlace no ceden sino que comparten sus electrones, si comparten un par de electrones se forma un enlace simple, si comparten dos pares de electrones se forma un enlace doble y si comparten tres pares de electrones se forma un enlace triple. También estudiamos la polaridad de los enlaces covalentes dependiendo de la electronegatividad de los átomos implicados, si presentan diferente electronegatividad se forma el enlace covalente Polar y si la electronegatividad entre los átomos que forman el enlace es cero o casi igual el enlace formado es covalente Apolar. . Por ultimo estudiamos el enlace covalente Coordinado que es un tipo de enlace en que el par electrónico compartido es aportado por un solo átomo y de esta manera entendemos como se forman algunos iones positivos que se caracteizan por presentar este tipo de enlace.


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Enlaces Químicos por Anthony Carpi, Ph.D. Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios. Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!

enlarge image En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia. Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica. Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H 2 y el O2. H2

H:H

H-H or

O2


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Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos. Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.

Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos: En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir. Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La formula Lewis para el ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un electrón menos que los átomo originales.

Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos. CONCEPTOS CLAVES Debes dominar el concepto de enlace químico, regla del octeto, estructuras de Lewis. EJERCICIO I 1. En forma individual, explique los siguientes conceptos: a. Enlace químico b. Regla del Octeto c. Estructura de Lewis 2. Construye la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos: H2O, CO2, N2, H2S.

ACTIVIDAD EXTRACLASES Investiga que importancia tienen los enlaces en el hecho que existen gran cantidad de compuestos químicos


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MARCO TEÓRICO CLASES DE ENLACES QUÍMICOS Los enlaces químicos se clasifican en: Enlace iónico: El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. Características del enlace iónico.  Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.  Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares. Formación de los compuestos iónicos. Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión. NaCl

Enlace Covalente: Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones. Características del enlace covalente. Es muy fuerte y se rompe con dificultad.  Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H  Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña. El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: O-H Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con a densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuida entorno al núcleo del hidrógeno (figura a).


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Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo (figura b).

Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos. (figura c):

Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2. Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más próximo). Enlaces covalentes polares y no polares: Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo. Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar,  se define como el producto de la carga Q y la


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distancia r entre las cargas: Q x r Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que  siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de Pauling. La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades. Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las electronegatividades de los átomos unidos. Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor, por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el carbono y el oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.

EJERCICIO II Responde las siguientes preguntas: a. Enlace Iónico b. Catión c. Anión d. Enlace covalente e. Enlace polar 3.¿ Cuándo se presenta un enlace iónico? Da ejemplo. 4.¿ Cuándo se presenta un enlace covalente y cuantas clases de enlaces covalentes hay? Da ejemplos. 5. Diseñe un cuadro comparativo entre enlace iónico, enlace covalente y covalente coordinado. Citar un ejemplo para cada uno.


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6.De los siguientes compuestos establezca cuales son iónicos y cuales son covalentes y explique por que. a. BaF2 b. KF c. Li2S d. SrS e. PbS f. CH4 7.Establezca los enlaces múltiples que se pueden formar en las siguientes moléculas: O2, CO, Al2O2, CO2, SO3, SO2. ENLACE COVALENTE COORDINADO Enlace covalente coordinado o dativo Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se + forma el catión amonio, N H 4 + , a partir del amoniaco,NH3, y del ion de hidrógeno, H . + En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón H para formar el ion amonio, N H 4 + . El amoniaco + aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H , el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas noble He.

FORMACION DEL IÓN AMONIO EJERCICIO III Responde en tu cuaderno: 1. A partir de la utilización del enlace covalente coordinado justifica las fórmulas de los siguientes compuestos: N2O5 ; y Cl2O3 . 2. Investiga 3 ejemplos diferentes a los vistos en clase donde se aplique el concepto de enlace covalente Coordinado. ACTIVIDAD EXTRACLASES Investiga que fuerzas de atracción y energía de enlace intervienen en la formación de las clases de enlaces .Afianza los contenidos vistos realizando una lectura comprensiva en diferentes textos que tengas a tu alcance, e investiga qué relación tiene este tema con tu vida cotidiana, las inquietudes que tengas consúltalas con tu profesor

BIBLIOGRAFÍA Y DIRECCIONES ELECTRÓNICAS (PARA PROFUNDIZAR ) http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s http://www.monografias.com/trabajos12/quimi/quimi.shtml http://www.google.com/search?sourceid=chrome&ie=UTF-8&q=ENLACE+COVALENE+COORDINADO www.luventicos.org/articulos Química y Ambiente 10 MacGraw Hill Química 10 Educar Editores


Módulo química 9 grado III periodo 2013 (2)