GUÍA # 4 QUÍMICA GRADO 10°

CONTINUACIÓN DE ENLACES

En la guía anterior se plantea que el enlace interatómico se puede clasificar en; iónico y covalente. Antes de continuar con el enlace covalente estudiaremos algunas reglas generales para la construcción de estructuras de Lewis.

ESTRUCTURAS DE LEWIS

Se llaman así aquellas estructuras electrónicas que representan moléculas y en las cuales cada átomo adquiere la configuración electrónica de un gas noble. Con el fin de facilitar la elaboración de las estructuras de Lewis deben tenerse en cuanta las siguientes reglas:

1.  Establecer un esqueleto estructural lo más simétrico posible, con los átomos que indica la formula molecular. Ejemplo C2H4 

2. El átomo que sirve de átomo central para realizar la distribución de los otros, con mayor simetría, debe ser el menos electronegativo posible.  El hidrógeno nunca puede ser átomo central. Ejemplo; NH3

3. Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen hidrógenos y oxígenos, ellos siempre van unidos formando grupos O­ --------   H. Por ejemplo,  HClO3. Por ahora no preste atención a los dobles enlaces.

4. Debe evitarse el enlace O -------- O, a no ser que sea un peróxido. Ejemplo; peróxido de hidrógeno H2O2   

5.  El oxígeno puede presentar tres tipos de enlace: a. dos enlaces simples b. Uno doble c. Un enlace covalente dativo

6. Los elementos del grupo VIIA, ya que poseen 7 electrones de valencia, forman un enlace covalente normal y si forma adicionales serán dativos

7. Los elementos del VA tienen 5 electrones de valencia, por lo que forman tres enlaces simples, o uno simple y uno doble, o uno triple. Si existen más de tres los adicionales serán dativos

8. Los elementos del IVA forman cuatro enlaces simples o uno doble y dos simples, o uno triple y uno simple o dos dobles.

Demostraciones

Lo que se pinta son los electrones de valencia ya que son ellos los que hacen posible el enlace (como lo muestra el primer cuadro). Generalmente los electrones de valencia se ubican en parejas, así pues, si fuesen 8 que es el máximo número de electrones (regla del octeto) se ubicarían dos arriba, dos abajo, dos a la derecha y dos a la izquierda (como lo muestran el cloro y fluor en cuadro#2), pero esto depende también del número de enlaces que forme el átomo en la molécula, recuerda que los electrones de valencia de los elementos representativos (A) coinciden con el grupo al que pertenecen. Para facilitar la formación de estas estructuras recuerda que los átomos tienden a completar 8 electrones en el último nivel de energía, por lo que puedes realizar el conteo de los electrones de los átomos que forman la molécula (por ejemplo el cloro tiene 7 electrones de valencia y uno que roba del Na son 8, en la molécula de NaCl,  el S presenta 6 electrones de valencia y para completar 8 roba 1 a cada uno de los átomos de sodio en la molécula de Na2S (se muestra en el cuadro#2) Analiza las otras estructuras que se muestran en el cuadro #2

ENLACE COVALENTE Es el formado por la unión de dos átomos que poseen igual electronegatividad o poca diferencia en ella. En ningunos de los casos ocurre transferencia de electrones que participan en el enlace, ya que ellos al aparearse quedan compartidos entre los átomos enlazados. Esto implica que los electrones de enlace actúan como estabilizantes para ambos átomos y de esta manera, en muchos compuestos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Este enlace ocurre especialmente entre un NO metal consigo mismo, o con otro no metal diferente. La diferencia en la electronegatividad es menor de 1,7. Ejemplos H2, O2, N2, CH4, H2O

                                                           

CLASIFICACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

Se piede clasificar atendiendo a varios factores:

1.  Al numero de electrones compartidos.

a. Enlace Covalente  sencillo ó simple ó saturado: Si se comparten dos electrones. Por ejemplo en el H2O ó CH4

b. Enlace covalente doble: Si son cuatro, los electrones compartidos. Por ejemplo en el O2

c. Enlace covalente  triple: Si son 6 los electrones compartidos. Por ejemplo N2

 

2. La diferencia de electronegatividades

a.       Covalente Polar: Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,7 y  1.7 (cuando los atomos son diferentes) Ejemplo H2O, sus dos enlaces son polares

b.       Covalente No polar: Si la diferencia en la electronegatividad esta entre 0 y 0,7 (cuando los átomos son iguales). Ejemplo; O2, H2, I2

3.  Al numero de elctrones que aporta cada atomo al enlace

a.       Covalente normal; Si aporta igual numero de electrones

b.       Covalente coordinado odativo; si un solo atomo aporta electrones al enlace  y el otro no

A continuación, clasificare los dos enlaces de la molécula anterior SO2, obsérvese que se dibujaron dos átomos de oxígeno y uno de azufre como lo indica la formula molecular.

El primer enlace que se muestra a su izquierda está entre el Oxígeno y el azufre:  En primer lugar es covalente debido a que se da entre no metales, luego también es sencillo ya que se están compartiendo un par de electrones, también es polar debido a la diferencia de electronegatividad de estos átomos y finalmente es dativo debido a que solo el azufre aporta electrones al enlace (El oxígeno no aporta).

El segundo enlace que se muestra a la derecha está entre el azufre y oxigeno:  En primer lugar es covalente debido a que se da entre no metales, luego también es doble ya que se están compartiendo dos pares de electrones, también es polar debido a la diferencia de electronegatividad de estos átomos y finalmente es normal debido a que tanto el oxígeno como el azufre aporta electrones al enlace. (dos cada uno).

OJO esta clasificación solo se realiza cuando el enlace es dativo, si el enlace es iónico no se clasifica es iónico y punto

Taller

1. Grafique las estructuras Lewis de las siguientes Moléculas, aquí encontrará moléculas con enlaces iónicos y covalentes: https://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-regla-del-octeto-y-estructuras-de-lewis/

NaCl	BaCl2	F2	NH3	HNO3
HBr	LiCl	Cl2O	H2O	HCLO
H2S	Na2O	CCl4	O2	H3PO4
LiBr	CH4	CO2	Cl2	H2CO3
KF	H2CO	HCN	H2Se	H2SO4

2. Clasifique cada uno de los enlaces que presenta cada molécula, es decir si hay uno, pues clasifique ese solamente, pero si la molécula tiene dos o tres enlaces la clasificación debe hacerse para cada uno de ellos. Recuerde que, si es iónico, es iónico y nada más, pero si es covalente debe decirse si es; polar ó no polar, además si es sencillo, doble o triple y si es normal o dativo. Como se realiza en esta guía con la molécula de SO2, usted deberá sacar una flecha de cada enlace para clasificarlo. Por favor trabaje la estética durante la elaboración de las estructuras https://www.youtube.com/watch?v=CtHUg6RFEvc

3. Coloque frente a cada compuesto de la izquierda, el número del enunciado de la derecha que mejor lo describa. Frente a cada uno realice la estructura para argumentar su respuesta (tenga en cuenta la estética)

H2        (         )	1.     Dos enlaces sencillos
CO2     (         )	2.     Enlace simple
N2        (         )	3.     Enlaces dobles
HCN     (         )	4.     Dos enlaces sencillos
CHCL3 (         )	5.     Enlace triple polar
H2O      (         )	6.     Un enlace triple
H2S       (        )	7.     Cuatro enlaces simples
N2         (        )	8.     Enlace triple no polar

4. Consulte y elabore un cuadro comparativo entre compuestos iónicos y covalentes. Con esta información clasifica cada uno de los compuestos del punto 1 y 3. https://www.youtube.com/watch?v=WnVFcnGvJ-Y

5. Consulta las características del enlace metálico, escribe 5 ejemplos y gráfica 

FECHA DE ENTREGA 21 DE JULIO AL CORREO  luisalbertomarin1010@gmail.com