IED ARBORIZADORA ALTA ¿Cómo se unen los átomos para formar compuestos?

IED ARBORIZADORA ALTA
GUIA DE TRABAJO DEL PRIMER PERIODO No. 1 QUIMICA 8 AURA REYES G
¿Cómo se unen los átomos para formar compuestos?
OBJETIVOS
 Entender modelos estructurales en la formación de los enlaces químicos.
 Utilizar símbolos para representar moléculas.
 Reconocer el vocabulario relacionado con enlace químico.
PALABRAS CLAVES.
 Enlace
 Valencia
 Anión
 Moléculas
 Regla del octeto
 Configuración
 Catión
 Número atómico
 Electronegatividad
electrónica
 Iones
 Peso atómico
INTRODUCCIÓN
En la construcción de una sociedad, de una empresa, de una familia se requiere de los esfuerzos mancomunados de
todos los individuos. Sin su participación, el crecimiento y el fortalecimiento que se desea alcanzar se ven disminuido.
De manera similar, los elementos químicos, sin ningún tipo de interacción solo cumplirían con algunos usos dentro de la
economía de la naturaleza. Por fortuna y cumpliendo con las leyes universales, los elementos se pueden combinar unos
con otros para producir estructuras (moléculas) sencillas como el cloruro de sodio y tan complejas como polímeros,
proteínas y demás sustancias que han permitido la evolución hasta llegar a la formación de organismos más o menos
complejos.
En el desarrollo de esta guía entenderás cómo el enlace químico se fundamenta en la estructura atómica de los
elementos y como las fuerzas de atracción de estos, conlleva a la formación de diferentes enlaces químicos y
estructuras moleculares.
1. Generalidades de los enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes
determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
2. Número atómico
Número atómico es el número de protones que contiene el núcleo, se representa con la
letra Z. El número atómico sirve para diferenciar unos elementos de otros:
Dos elementos iguales siempre tienen el mismo número de protones (mismo número
atómico). Ejemplo: Cualquier átomo de hidrógeno siempre tendrá un protón.
Dos elementos diferentes nunca tienen el mismo número de protones (distinto número
atómico). Ejemplo: La diferencia entre el hidrógeno y el helio, es que el hidrógeno (Z=1)
tiene un protón y el helio (Z=2) tiene dos protones.
Si el átomo es neutro (mismo número de cargas positivas y negativas), el número
atómico coincide con el número de electrones, sólo en este caso.
3. Número másico
Número másico es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, el número total de
protones (p) más neutrones (n) del átomo (p+n). Se representa con la letra A.
4. Regla del octeto.
EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles,
son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se debe a que tienen 8 electrones
en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se
considera como una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con
la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como
la regla del octeto.
3. Estructuras de Lewis
Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren
compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su
gran estabilidad e inercia.
Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Veamos por qué.
Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que
según la Regla del Octeto, le dan estabilidad.
Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su
alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos
Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y
sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.
Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno
Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre
ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.
De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear
un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.
El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por
átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS
electrones alrededor.
Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son; los óxidos de carbono, los óxidos de
nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno.
A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser F, Cl, Br ó I, todos ellos tienen siete
electrones en su capa de valencia:
Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos átomos, son: los dióxidos de carbono,
nitrógeno y azufre, (CO2, NO2, SO2). El amoniaco (NH3), el metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).
Método general para obtener estructuras de Lewis
· Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.
· Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la
tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para
construir la estructura de puntos.
· Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas
(éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que
no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna
otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el
átomo único está en el centro.
· Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la
regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.
· Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente
se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto.
Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del
cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos
encontramos con los 26 electrones de valencia en total.
Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.
Electrones de Número total de
Tipo y número
Molécula
valencia de
electrones de
Estructura del esqueleto
Arreglo de los puntos
de átomos
cada átomo
valencia
C=1
C=4
C=1x4=4
H=1
H=1
H=1x1=1
CHCl3
Cl=3
Cl=7
Cl=3x7=21
TOTAL=26
Moléculas con enlaces dobles y triples
Ya vimos como el modelo de Lewis explica las moléculas de O 2 y de N2.
Tomemos ahora el caso del dióxido de carbono (CO2) y tratemos de dibujar su estructura de puntos. En la Tabla 6 se
resumen la información necesaria y las estructuras posibles para esta molécula.
Otros ejemplos de moléculas con enlaces múltiples son el cianuro de hidrógeno, HCN y el formol, H2CO. Dibuja sus
estructuras de Lewis.
Tabla. Determinación de la estructura de puntos del CO2.
Molécula
Tipo y número
Electrones de valencia
de átomos
de cada átomo
Número total de
electrones de valencia
Estructura del
esqueleto
CO2
C=1
O=2
C=1 x 4=4
O=2 x 6=12
TOTAL=16
O-C-O
C=4
O=6
Arreglo de los
puntos
Limitaciones de la regla del octeto
Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta que permite proponer
la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas
inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el
NO, que es un gas subproducto de la combustión de la gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más
importantes de la atmósfera, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se
acomoden por parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla.
Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones. Tal es el caso de
algunos compuestos de boro, como el trifloruro de boro. El boro tiene tres electrones de valencia, que al compartirse con
los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor.
Estructura de Lewis del BF3.
Podríamos escribir la estructura del BF3 con un enlace doble entre un flúor y el átomo de boro. De esta
forma tanto el boro como los tres átomos de flúor cumplirían la regla del octeto. Sin embargo, la evidencia
experimental indica que los enlaces entre el boro y el flúor son sencillos. Aquí es importante resaltar que la evidencia
experimental es más importante que lo que se pueda predecir con la teoría. Así, el experimento indica que el compuesto
BF3 se tiene que tratar como un compuesto que no satisface la regla del octeto.
La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquéllos en los que participan el boro o
el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones, porque tienen
menos electrones de valencia que un octeto.
Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus átomos
tienen con más de ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre son dos
ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se
combinan con algún elemento de la familia de los halógenos (flúor, cloro, bromo y iodo) pueden compartir diez (Ej. PF 5) y
hasta doce electrones. (SCl6)
EJERCICIOS
1. Completa el siguiente crucigrama:
1. Particula con carga positiva que se
encuentra en el núcleo del átomo.
2. Partícula sin carga que se encuentra
en el núcleo del átomo.
3. Parte central del átomo.
4. Parte exterior del átomo.
5. Partícula de carga negativa que se
encuentra en la corteza del átomo.
2. Localiza 6 palabras relacionadas con el átomo.
3.
Relaciona cada átomo con su dibujo
4.
Observe el siguiente diagrama y realice este mismo procedimiento con los siguientes elementos: Carbono (C),
hierro (Fe), Azufre (S), Manganeso(Mn), ión oxigeno-2 (O-2)
5. Represente las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias: N2 , CH4 , SO2 , Ca CO3 , O2 , C2H2 , NO2
“Mejor es adquirir sabiduría que oro preciado;
Y adquirir inteligencia vale más que la plata.”Proverbios 16:16