Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g




descargar 38.19 Kb.
títuloGuia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g
fecha de publicación29.12.2015
tamaño38.19 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Economía > Documentos
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

  • Regla del octeto

  • Electronegatividad

  • Valencia

  • Configuración electrónica

  • Anión

  • Catión

  • Iones

  • Moléculas

  • Número atómico

  • 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.

 

Molécula

Tipo y número de átomos

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

 

 

CHCl3

C=1

H=1

Cl=3

C=4

H=1

Cl=7

C=1x4=4

H=1x1=1

Cl=3x7=21

TOTAL=26



 

 Moléculas con enlaces dobles y triples


Ya vimos como el modelo de Lewis explica las moléculas de O2 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 de átomos


Electrones de valencia de cada átomo


Número total de electrones de valencia


Estructura del esqueleto


Arreglo de los puntos

CO2

C=1

O=2


C=4

O=6


C=1 x 4=4

O=2 x 6=12

TOTAL=16

O-C-O



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. PF5) y hasta doce electrones. (SCl6)

EJERCICIOS

  1. Completa el siguiente crucigrama:




1
2
. 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.


  1. Localiza 6 palabras relacionadas con el átomo.



  1. Relaciona cada átomo con su dibujo



  1. 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)



  1. 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


similar:

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconGuia de laboratorio no. 1 Quimica 8 aura reyes g

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconGuia de laboratorio no. 1 Quimica 11 aura reyes g

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconPrograma por materia para el estudiante primer período de trabajo...

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconTaller no. 2 Quimica 11 aura reyes g

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconTaller de quimica decimo aura reyes g

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconTaller de quimica octavo aura reyes g

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconEsta guía será trabajada en el primer periodo

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconGUÍa del tercer período química II

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconPrimer periodo grado decimo – química fisica

Guia de trabajo del primer periodo no. 1 Quimica 8 aura reyes g iconExamen icfes química undécimo primer periodo 2012


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com