Asignatura: Ciencias Naturales Tipo de Guía: informativa

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COLEGIO SAN IGNACIO DE LOYOLA
PERÍODO 1
Estudiante: ____________________________
Área: Ciencias Naturales y Educación Ambiental
Asignatura: Ciencias Naturales
Docente: Maria Helena González U.
Grado: 7°___
Fecha: 15/febrero/2014
Tipo de Guía: informativa
Tiempo de Duración: Una unidad.
¿Qué es un enlace químico?
INDICADORES DE DESEMPEÑO
1. Representa por medio de estructuras de
Lewis las diferentes sustancias químicas.
2. Aplica algunas reglas para asignar números
de oxidación en moléculas simples.
INTRODUCCIÓN
¿Y qué tendrá que ver el amor con el enlace químico? ¿Por qué se unen las personas? ¿Por qué se
unen los átomos? ¿Atracción, necesidad, estabilidad…? Tal vez será porque juntos están mejor.
Pero sin pasarse…
Qué es un enlace químico? ¿Por qué se unen los átomos? ¿De qué naturaleza son las fuerzas que
mantienen unidos a los átomos?
Los átomos (como algunos de nosotros), aspiran a “ser nobles”, a adquirir la estructura electrónica
externa de los elementos del grupo VIIIA, el de los gases nobles, con ocho electrones en su capa de
valencia (excepto el Helio). ¿Cómo pueden conseguir esa configuración ideal? Pues compartiendo o
robando electrones, dicho de modo coloquial.
¿Por qué se unen los átomos? Para entender la unión atómica se debe tener presente la regla del
octeto y la estructura de Lewis.
ACTIVIDADES
Utilizando la guía, la profesora explicará los conceptos de: estructuras de Lewis, regla del octeto,
formación de iones, asignación de números de oxidación, concepto de enlace químico, enlace iónico
y enlace covalente (tanto polar como apolar). Algunos conceptos no se encuentran ampliados en la
guía, pero serán explicados en el transcurso de la clase. Se propondrán algunas situaciones
problema en las que los(as) estudiantes podrán ejercitar lo visto en la clase.
Regla del Octeto, electrones de valencia y nivel de valencia.
En el enlace químico juega un papel muy importante la configuración electrónica del último nivel de
energía. Observa:
Ne: Z = 10 --- 1s2 2s2 sp6; el neón tiene ocho electrones en su último nivel de energía.
Na: Z=11 --- 1s2 2s2 2p6 3s1; el sodio tiene un electrón en su último nivel de energía.
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Tener ocho electrones en el último nivel de energía le confiere al átomo una gran estabilidad
química. Los átomos logran su estabilidad química cuando se combinan y forman compuestos
porque así logran tener en su último nivel de energía la estructura electrónica de los gases nobles y
cumplir con la regla del octeto.
Los electrones que intervienen en el enlace son los que están ubicados en el último nivel de energía.
A este nivel se le llama nivel de valencia y a los electrones ubicados en él, se les llama electrones
de valencia.
Estructura de Lewis.
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles
(estructura de ocho electrones en su último nivel), sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a
adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo. Ejemplo:
Gilbert Lewis se ideó la manera de representar los electrones de la capa de valencia de un átomo, o
electrones de valencia, por medio de punto, uno para cada electrón de valencia, por lo tanto su
estructura de Lewis es:
Para escribir las estructuras de Lewis se deben seguir las siguientes reglas:
1. Se suman los electrones de valencia de todos los átomos que forman la especie. Sí es un ión, se
añade un electrón por cada carga negativa y se resta un electrón por cada carga positiva:
2. Se escribe una estructura básica con el átomo menos electronegativo como átomo central (El
hidrógeno y el flúor no pueden ser átomos centrales). Cada enlace se representa mediante una
raya o mediante dos puntos.
3. Al número total de electrones se le restan dos electrones por cada enlace en la estructura básica.
4. Se distribuyen los electrones restantes en pares alrededor de cada átomo hasta completar un
total de ocho electrones.
5. Sí no se cumple la regla del octeto para el átomo central, se deben intentar escribir dobles o
triples enlaces. El hidrógeno y el flúor no pueden formar enlaces múltiples.
Mecanismos de enlace.
Los átomos pueden utilizar dos mecanismos para formar enlaces químicos, dependiendo del número
de electrones de valencia que poseen. Estos mecanismos son: transferencia de electrones y
compartimiento de electrones.
Transferencia de electrones: se presenta cuando un átomo transfiere sus electrones a otro átomo,
permitiéndole a este completar ocho electrones en su último nivel de energía. Ejemplo:
El átomo de sodio transfiere su electrón de valencia al átomo de cloro y se forma el compuesto
cloruro de sodio NaCL.
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Compartimiento de electrones: se presenta cuando los átomos de dos elementos comparten uno o
más pares de electrones de valencia. De esta forma ambos completan ocho electrones en su último
nivel. Ejemplo:
Cada átomo de oxígeno aporta dos electrones que son compartidos para completar los ocho
electrones del último nivel. Así se forma la molécula de O2.
Para asignar números de oxidación a los compuestos observemos la siguiente presentación:
Tipos de enlace:
Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar alguno de los métodos descrito
anteriormente, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo. De
estas dos posibilidades nacen dos tipos de enlace químico: iónico o covalente.
Enlace iónico.
Cuando un átomo cede un electrón, el número de protones será mayor que el número de electrones
y se generará una carga positiva (+) en el átomo; pero si gana un electrón, el número de protones
será menor que el número de electrones y se generará una carga negativa (-). En este tipo de
enlaces hay una transferencia de electrones. En ambos casos se habrán formados iones.
En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia
en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).
Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:
• Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
• La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
• La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.
•
Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en
disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado
cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través
del cristal.
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Enlace covalente.
Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones para completar cada uno los
ocho electrones en su último nivel. En este enlace no hay formación de iones y se presenta
principalmente entre los no metales cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.
Clases de enlace covalente.
Dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos que conforman un compuesto
o el número de electrones compartidos, los enlaces pueden clasificarse en:
Clasificación con base en el número de electrones compartidos
Enlace covalente sencillo o simple. Es el que se forma cuando los átomos que se unen

comparten un par de electrones; cada átomo aporta un electrón, como el caso del agua (H 2O)
o la molécula de hidrogeno (H2).
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
Enlace covalente doble. Es el que se forma cuando los átomos que se unen comparten dos
pares de electrones; cada uno aporta un par. Por ejemplo, en la molécula de O 2, cada átomo
de oxígeno tiene 6 electrones de valencia, le faltan dos electrones para completar la regla del
octeto, lo cual se logra mediante el enlace covalente doble, así:

Enlace covalente triple. Es el que se forma cuando se comparten tres pares de electrones;
cada átomo aporta tres electrones. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno N 2, cada átomo de
nitrógeno tiene 5 electrones de valencia. Al compartir 3 electrones completa el octeto, así:

Clasificación con base en la diferencia de electronegatividad:
Enlace covalente apolar (o no polar). Se establece entre átomos con igual electronegatividad, la
diferencia entre esta es cero. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace, como en N2
o en O2. Los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente
apolar.´
Enlace covalente polar. Es el que se forma cuando los átomos enlazados son no metales pero
distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace
se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y
covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual). Se establece
entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.
Los productos resultantes de un enlace covalente poseen características especiales:
• Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
• La mayoría son insolubles en disolventes polares.
• La mayoría son solubles en disolventes apolares.
• Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
•
Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen
partículas cargadas.
“el amor es física. El matrimonio es química”
Alejandro Dumas.
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