GUÍA INT.3 Y 4 QUÍMICA 10

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INSTITUCIÓN EDUCATIVA NORMAL SUPERIOR

“Nuestra Señora de la Encarnación” PASCA CUNDINAMARCA GUÍAS DE CLASE ASIGNATURA: QUÍMICA INORGÁNICA

GRADO: DÉCIMO

SEMANA: 3 SEMANA: 4

Del 4 al 8 de Mayo de 2.020 Del 11 al 15 de Mayo de 2.020

TEMA:

Reconoce ENLACES QUÍMICOS y sus Clases. Identifica los Estados de Oxidación, de los Elementos.

LOGROS:

Explicar, Nombrar e Identificar, las diferentes Clases de ENLACES Q.COS y ejemplificar, con Compuestos de su Entorno y en su Vida Cotidiana. Reconocer los Estados de Oxidación para usarlos en los Conceptos de Enlaces Q.cos.

Definición Enlace Q.co es la unión de Fuerzas Intramoleculares, que hacen que dos o más Átomos se unan, para formar nuevas Moléculas o Compuestos, cumpliendo con Propiedades Físicas y Q.cas. Como un Concepto importante, se dice que para hacer Enlace Q.co, se pueden unir dos Átomos iguales ( caso de los Gases, como el H, N, O, F, Cl,…., formando las Moléculas Diatónicas de los Gases: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , ….), o dos o más Átomos, diferentes, pero cumpliendo con Leyes, para la respectiva unión. Debemos tener en cuenta, que no todos los Enlaces Q.cos tienen las mismas características y por ello se conocen varios tipos dependiendo de las Fuerzas de atracción de los Electrones. EXPLICACIÓN:

Una característica de las uniones electrónicas de los átomos es que tienden a formar una Estructura Estable, semejante al gas raro que le corresponda a su Periodo Químico, es decir, a completar 2 átomos en su Órbita externa (cuando contienen Hidrógeno) y 8 electrones en los demás casos. Historia La Historia sobre el Enlace Q.co, nace de la serie de especulaciones, sobre su naturaleza, y nos remontamos al Siglo XII, donde se cría, que ciertos tipos de especies Q.cas, se encontraban unidas por cierta afinidad Q.ca, entre los componentes de un compuesto o Sustancia. Fue Isaac Newton, en el año 1.704, quien planteó, su teoría de Enlace Atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los Átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias Teorías populares, que se decían en aquel tiempo, de cómo los Átomos se podían unir unos a otros, por ejemplo, "Átomos enganchados", "Átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", y entonces, Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que: “Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas “.

En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una Teoría de combinación Q.ca, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los Átomos combinantes. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland, F. A. Kekulé, A. S. Couper, A. M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la Teoría de radicales, desarrollaron la Teoría de Valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos Positivo y Negativo. En 1916, el Q.co Gilbert Newton Lewis, desarrolló el Concepto de Enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el Enlace de un solo Electrón, Enlace Simple, Enlace Doble, o Enlace Triple. En las propias palabras de Lewis: “ Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos Átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente. El mismo año, Walther Kossel, lanzó una Teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su Modelo asumía una Transferencia completa de electrones entre los Átomos, con lo que era un Modelo de Enlace Iónico. Tanto Lewis y Kossel, estructuraron sus Modelos de Enlace a partir de la Regla de Abegg (1904).

En 1927, el Físico Danés Oyvind Burrau, derivó la primera descripción Cuántica matemáticamente completa de un Enlace Q.co Simple, como el producido por un Electrón en el ion de Hidrógeno Molecular (dihidrogenilio), H2+. Este Trabajo, mostró que la aproximación Cuántica a los Enlaces Q.cos, podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los Métodos Matemáticos usados, no podrían extenderse a Moléculas que contuvieran más de un Electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos Cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El Método de Heitler-London, forma la base de lo que ahora se denomina Teoría del Enlace de Valencia. En 1929, sir John Lennard-Jones, introdujo el Método de combinación Lineal de Orbitales Atómicos (CLOA o dentro de la Teoría de Orbitales Moleculares, sugiriendo también Métodos, para derivar las Estructuras Electrónicas de Moléculas de F2 (Flúor) y las Moléculas de O2 (oxígeno), a partir de Principios Cuánticos Básicos. Esta Teoría de Orbital Molecular, representó un Enlace Covalente, como un Orbital formado por combinación de los Orbitales Atómicos de la Mecánica Cuántica de Schrödinger, que habían sido hipotetizados por los Electrones en Átomos solitarios. Las Ecuaciones para los Electrones de Enlace en Átomos multielectrónicos, no podrían ser resueltos con perfección Matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados Cualitativos buenos. Muchos Cálculos Cuantitativos en Q.ca Cuántica Moderna, usan tanto las Teorías de Orbitales Moleculares o de Enlace de Valencia, como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la Teoría del funcional de la Densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes. En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge, llevaron a cabo un Cálculo sobre la Molécula de dihidrógeno, que a diferencia de todos los Cálculos previos, que usaban funciones solo de la distancia de los Electrones a partir del Núcleo Atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos Electrones. Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la Energía de Disociación de Enlace. Posteriores extensiones, usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este Cálculo convenció a la Comunidad Científica, que la Teoría Cuántica, podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación Física con la Teoría de Enlace de Valencia y Orbitales Moleculares y es difícil de extender a Moléculas más grandes. Hoy en día los Científicos y toda la Ciencia, continúan en el Proceso de Investigación, para mejorar o encontrar nuevas Teorías sobre el Estudio del Enlace Q,co.

Clase de Enlaces Q.cos Existen tres principales tipos de Enlace Q.co, por la forma como se unen los diferentes Átomos, para formar las distintas Moléculas o Compuestos (Sustancias). Una de las principales diferencias entre ellos, son los Tipos de Átomos, que se usen (Metálicos y/o No Metálicos, siendo los metálicos poco Electronegativos y los No Metálicos mucho).

1. Enlace Iónico ¿ Qué es Enlace Iónico? Enlace Iónico es uno de los Tipos de Enlace Q.co más conocidos, siendo el que se forma cuando se unen un Metal y un No Metal (es decir, un componente con poca electronegatividad con uno con mucha). También decimos que se caracteriza por la TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, ( es decir que: un Elemento se encarga de CEDER o REGALAR, uno o más Electrones y el otro Elemento lo(s) RECIBE). Técnicamente podemos decir: El (los)Electrón(es) más externo(s) del Elemento Metálico, se verá atraído por el Núcleo del Elemento No Metálico, cediendo el primero, el (los)Electrón(es) al segundo y éste se encarga de Recibirlo(s) . Se forman eso sí, unos nuevos Compuestos muy Estables y cuya unión es de Tipo Electroquímica. Así pues, En esta unión el Elemento No Metálico pasa a ser ANIÓN, al quedar finalmente con carga negativa (tras recibir el (los) Electrón(es)), mientras que los Metales, se vuelven CATIONES, de carga positiva ( por perder el (los) Electrón(es) y quedar con más Protones en el Núcleo) . Un Ejemplo típico de Enlace Iónico lo encontramos en la Sal llamada CLORURO DE SODIO ( Sal de cocina) , o en otros tantos Compuestos Cristalizados. Los materiales formados por este tipo de unión tienden a necesitar una gran cantidad de Energía, para fundirlos y suelen ser duros y si bien pueden comprimirse y quebrarse con facilidad para una mejor solubilidad, sus Puntos de Fusión son muy altos ( así que para la Sal de cocina el P.to de Fusión es de 801ºC y su P.to de Ebullición es de 1.465 ºC y tiene una Densidad de 2,16 gr/cm3 ). En general todos ellos, tienden a ser solubles y pueden disolverse con facilidad. APLICACIÓN GRÁFICA

Para éste caso de la Sal Cloruro de Sodio, podemos decir que:los Enlaces Iónicos, son los que se dan cuando se combinan un Elemento Metálico y uno No Metálico. El Elemento No Metálico Cloro (Cl), le falta un Electrón para completar los 8 Electrones en su última Órbita ( REGLA del OCTETO), por lo que se convierte en Receptor, con carga negativa y se le llama ANIÓN. Mientras que los Elementos Metálicos como en este caso el Sodio (Na), tienen un Electrón en su última Órbita, que es con el que se acoplan al otro Átomo, acá será el Cloro, al ceder el Electrón y se convierte en Dador, con carga positiva y se llama CATIÓN. En este caso, los Átomos se atraen por Fuerzas Electrostáticas por las que el Anión (el Elemento No Metálico) atrae al Catión el (Elemento Metálico). Es decir, que un Átomo cede o regala y otro absorbe o recibe un Electrón. Estos compuestos son Sólidos y químicamente estables. Cuando se disuelven en Líquido, se rompe el Enlace, y permanecen en el Líquido con sus Cargas Eléctricas. Esto permite que la Solución, sea Conductora de la Electricidad. A esta solución se le llama Electrolito.

2. Enlaces Covalentes El Enlace Covalente, es un Tipo de Enlace caracterizado porque los dos Átomos a unirse poseen propiedades electronegativas semejantes o incluso idénticas. El Enlace Covalente, supone que ambos Átomos (o más, si la Molécula la forman más de dos Átomos) comparten entre sí los Electrones, sin perderlos ni ganarlos en cantidad. Además podemos decir que en el Enlace Covalente, se COMPARTEN LOS ELECTRONES DE LOS ÁTOMOS QUE INTERVIENEN EN LA UNIÓN. Este tipo de Enlaces, es el que suele formar parte de la Materia Orgánica, como por ejemplo la que configura nuestro Organismo, y son más estables que los Enlaces Iónicos. Su punto de fusión es más bajo, hasta el punto que muchos Compuestos se encuentran en estado Líquido, y no son por lo general Conductores de la Electricidad. Dentro de los Enlaces Covalentes podemos encontrar varios subtipos, a saber: -

Enlace Covalente No Polar o Puro

Se refiere a un tipo de Enlace Covalente, en que se unen dos Elementos con el mismo Nivel de Electronegatividad y cuya unión no provoca que una de las partes pierda o gane Electrones, siendo los Átomos de un mismo Elemento (caso de los GASES, H, N, O, F, Cl, y otros casos especiales como el Br, I, S, C), los que pueden unirse a Átomos de su mismo Elemento para formar nuevas Estructuras de Moléculas de Gases ( Moléculas Diatónicas). No son solubles, pero si se pueden mezclar en la mayoría de los casos. -

Enlace Covalente Polar

En este tipo de Enlace Covalente, en realidad es el más usual y los Átomos que se unen son de distintos Elementos. Ambos poseen una Electronegatividad semejante, aunque no idéntica, con lo que tienen diferentes Cargas Eléctricas. Tampoco en este caso, se pierden Electrones en ninguno de los Átomos, sino que los comparten.

APLICACIÓN GRÁFICA

Estos Enlaces, son los que existen cuando dos Elementos No Metálicos diferentes, se unen mediante el Enlace Covalente, en el cual, por ser diferentes las Moléculas, pues cada una de ellas tiene una carga positiva o negativa (como en los enlaces iónicos), pero que en este caso se une con Enlaces Covalentes. Estos Enlaces Covalentes, son Asimétricos, es decir, un Átomo puede tener dos Electrones para COMPARTIR (como el oxígeno) y los coloca en sus dos espacios vacíos, para Absorberlos o Recibirlos él mismo, mientras que el Hidrógeno tiene un Electrón para COMPARTIR y un espacio para colocarlo y quedar completando su Órbita, al compartirlo con uno de los del Oxígeno y como el Oxígeno, necesita de otro Hidrógeno, cumpliendo con lo mismo del anterior, para formar el Compuesto Agua(dos H y un O), pues lo logran y así queda el Enlace Covalente POLAR, porque el Oxígeno, también completa sus 8 Electrones al compartir los dos Electrones con los dos H. . Fuente: https://www.ejemplode.com/38-quimica/4045-tipos_de_enlaces_quimicos.html#ixzz6HYwck5S0 -

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Hasta ahora sabemos que los Enlaces covalentes se hacen con los Átomos que se unen y aportan Electrones, en la misma cantidad o número, pero hay algunos casos en los que SOLO UNO DE LOS DOS ÁTOMOS, que se enlazan, aporta la pareja de Electrones. Así entonces el Átomo que aporta la pareja de Electrones se llama Dador o Donador, y el que los acepta compartiendo, se llama Receptor o Aceptor. Este Tipo de Enlace se representa, con una flecha que va desde el átomo que aporta el par de Electrones, al átomo que los recibe en compartimiento. Son muy pocos los Elementos que pueden formar éste Tipo de Enlace, siendo los más frecuentes: N, O, S y P. Las Moléculas de los Compuestos que se forman, cumpliendo con este

Tipo de Enlace, al tenerlos en Solución Acuosa, son buenos conductores de la Electricidad y el Calor. También se dice que : UN ENLACE COVALENTE COORDINADO EQUIVALE A DOS ENLACES SIMPLES. Veamos un Ejemplo: ELEMENTOS

CONFORMACIÓN (Repres. De Lewis)

O y S

O

S

O

TIPO DE ENLACE

FÓRMULA COMPUESTO

NOMBRE IUPAC

( COVALENTE COORDINADO)

O

( el O y el S, comparten 2 pares de Electrones)

=S

O

SO2

Dióxido de S

(El S, cede 2 Electrones para compartir)

Acá observamos que partiendo de los Elementos O y S, por ser del Grupo VIA, tienen 6 Electrones en su última Capa o Nivel de Energía y por ser No Metales, están dispuestos a Compartir en un O, cada uno 2 de sus Electrones con el S, pero el otro O, recibe los 2 Electrones del S, para Compartirlos y así completar el Compuesto, formando un Enlace de Tipo. Para establecer esa Estructura, el S, con sus 6 Electrones, se coloca en el centro por ser un Átomo de menor Electronegatividad y a cada lado los respectivos Oxígenos. El S, comparte con el O, de la izquierda una pareja de Electrones y así los dos completan sus 8 Electrones y cumplen la Ley del Octeto. Para que el Átomo de O, a la derecha obtenga su estabilidad, el S, le comparte 2 de sus Electrones NO ENLAZADOS, formando así un Enlace Covalente Coordinado. La Diferencia de Electronegatividad entre ellos es 1,0, lo que lo incluye dentro de los Enlaces Covalentes. NOTA IMPORTANTE: Otra forma que se tiene para identificar un Tipo de Enlace, es por medio de los valores de las ELECTRONEGATIVIDADES y se dan las Reglas Así: A) Si la Diferencia de Electronegatividad entre los Elementos es de 0 (cero), entonces diremos que el Tipo de Enlace es Enlace COVALENTE NO POLAR. Ejemplo 1-:(VER EN EL SIGUIENTE CUADRO: Representación de Lewis y la Diferencia de Electronegatividad ) B) Si la Diferencia de Electronegatividad está entre 0,1 y 1,69, entonces tenemos Enlace COVALENTE POLAR. Ej. 2- (VER EN EL SIGUIENTE CUADRO: Representación de Lewis y la Diferencia de Electronegatividad ) C) Si la Diferencia de Electronegatividad es mayor de 1,7, entonces tenemos Enlace IÓNICO. Ejemplo 3-: (VER EN EL SIGUIENTE CUADRO: Representación de Lewis y la Diferencia de Electronegatividad )

3. Enlaces Metálicos En los Enlaces Metálicos, se unen entre sí dos o más Átomos de Elementos Metálicos ( es decir “la unión de METAL y METAL como por Ejemplo:, Fe y Fe, Cu y Cu, Zn y Zn,…….”, esto para explicación del Enlace Metálico en Q.ca ), pero por lo general no se encuentra un Material que sea puro METAL, ( ni siquiera el ORO, PLATA,…..), pues como se requiere que el Producto sea Maleable y Dúctil, o que tenga buen Brillo, etc…. entre otras Propiedades, pues se presenta entonces como Material muy Quebradizo y no cumple con Propiedades para un uso. En otras palabras ), y si se funden se pueden Mezclar y hacer otros Tipos de materiales y este Proceso se llama ALEACIÓN DE METALES, como sucede con las Varillas de Hierro, que puede ser Básico( se usa en la gran mayoría de construcciones Normales, como andenes, casas y Edificios hasta tres o cuatro pisos y

que sean para habitar como unidad por piso, pero si es para Edificios altos , Puentes y otras Estructuras Especiales, se requiere un Hierro Estructural, es decir que debe ser Calculada su Fabricación( se adiciona Carbono en porcentajes determinados y se dice que queda ACERADO y así cumplir con las Especificaciones pedidas por los Ingenieros Calculistas y éste producto se llama “ACERO ESTRUCTURAL”, que se entiende como Hierro . Dicha unión se debe no a la atracción entre ambos Átomos entre sí, si no entre un Catión y los Electrones que han quedado libres y ajenos haciendo que sea tal cosa. Los diferentes Átomos, configuran una red en torno a estos Electrones, con patrones que se van repitiendo. Estas Estructuras tienden a aparecer como Elementos Sólidos y Consistentes, deformables pero difíciles de romper (Ver Figura Anexa). Asimismo, este Tipo de Enlace, se vincula a la Conductividad Eléctrica y Calórica, que es propia de los Metales, al ser sus Electrones libres. ELEMENTOS

CONFORMACIÓN

TIPO DE ENLACE

(Repres. De Lewis)

1- H

H

H

H

( Diferencia

2,1

2,1 – 2,1 = 0 (cero)

2,1

2- C

O

(valor Electroneg.)

2,5

3,5

H–H

H

H2

Molécula de H

de Electroneg.)

C ( Diferencia

NOMBRE IUPAC

COMPUESTO

H

(valor Electroneg.)

FÓRMULA DEL

O de Electroneg.)

( Enlace COVALENTE NO POLAR )

C

O

CO

C = O

Monóxido de Carbono

3,5 – 2,5 = 1,0 ( Enlace COVALENTE POLAR )

3- K

Br

(valor Electroneg.)

K ( Diferencia

Br

K

Br

KBr

Bromuro de

de Electroneg.)

Potasio 0,82

2,96

2,96 – 0,82 = 2,14 ( Enlace IÓNICO )

También decimos que hay ENLACES Q.COS, como una subdivisión de los COVALENTES (uniendo Elementos No Metales con No Metales ), y es : Según el Número de Electrones que se Comparten entre los Átomos por parte de cada uno de éstos y generalmente se habla de PARES de Electrones Compartidos y así tenemos:

NOTA: El sistema de representación que ideó Lewis en su Teoría Espectral (estudio de los Subniveles de Energía), es de representar cada PAR de Electrones Compartidos, utilizando un GUION (– ) y así facilitar le escritura, para no estar usando su Ley de Representación, que son los Puntos y Círculos Gráficos, alrededor del Símbolo de cada Elemento (que indican el Número de Electrones que un elemento ( ) y los Electrones que le faltan para cumplir la Regla del Octeto (

), o sea que para Representar 1 PAR será un Guion ( – ), para 2 PARES serán dos Guiones ( = ) y si son 3

PARES ( = ). -

Si comparten 1 Par de Electrones ( es decir uno de cada uno), se llama ENLACE COVALENTE SENCILLO O SIMPLE.

Ejemplo : F – F , H – H, Cl – Cl, I – I , Br – Br . -

Si comparten 2 Pares de Electrones ( es decir dos de cada uno), se llama ENLACE COVALENTE DOBLE.

Ejemplo : C = C, O = O, S = S, Se = Se, Te = Te. -

Si comparten 3 Pares de Electrones ( es decir tres de cada uno), se llama ENLACE COVALENTE TRIPLE.

Ejemplo : N = N, P = P, As = As, Sb = Sb. __________________________________________________________________________________________________ NÚMEROS DE OXIDACIÓN o ESTADOS DE OXIDACIÓN El Número de Oxidación o Estado de Oxidación o también llamado VALENCIA, son los que me indican el Número de Electrones, que Ganan o Pierden o Comparten, los Átomos que se unen para formar los Nuevos Compuestos ( Sustancias). Estos son los Números que ayudan al Proceso de la Formación de Compuestos, aplicando éstos Conceptos, en los Diferentes Tipos de enlaces Q.cos, por ello son de gran utilidad en la Q.ca, cuando se requiere Identificar el Tipo de Enlace, tal como se vio en el Tema Académico anterior. También nos facilita el Trabajo sobre las FÓRMULAS Q.CAS,

NOMBRAR LOS COMPUESTOS (NOMENCLATURA) Y BALANCEO DE REACCIONES Q.CAS, Temas que veremos más adelante

en el Curso. También éstos Números, facilitan contabilizar los Electrones, que han sido TRANSFFERIDOS o COMPARTIDOS, cunando los Átomos se unen para formar nuevos Compuestos. Los Números de Oxidación están colocados en cada Elemento en la T.P. y se generalizan por GRUPOS, con algunas excepciones, de acuerdo a características de los Elementos ya sean Metales o No Metales. Así tendremos la siguiente relación: GRUPO I A ( Elementos ALCALINOS, con bajos valores de Electronegatividad, pero con Propiedades de alto poder Reactivo). El Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, todos tiene como Valencia un valor de +1( fácilmente Regalan su Electrón de la última Capa o Nivel de Energía, para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces IÓNICOS) y el H que no es Metal sino Gas y que Cede o Comparte el único Electrón que posee y va a formar Enlaces COVALENTES SIMPLES ( Ejemplo con los Halógenos, forma Ácidos Hidrácidos) y con O, S, P, …forma ENLACES COVALENTES DOBLES o TRIPLES, Valencia – 1. GRUPO II A (Elementos ALCALINOTÉRREOS, con bajos valores de Electronegatividad, pero con Propiedades de algo menor en su poder Reactivo, que los del IA). El Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra, todos tiene como Valencia un valor de +2( fácilmente Regalan sus 2 Electrones de la última Capa o Nivel de Energía, para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces IÓNICOS). GRUPO III A (Elementos TÉRREOS, con bajos valores de Electronegatividad, pero con Propiedades de algo mucho menor en su poder Reactivo, que los del IA y II A). El B, Al, Ga, In, todos tiene como Valencia un valor de +3( fácilmente Regalan sus 3 Electrones de la última Capa o Nivel de Energía, para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces IÓNICOS). El Tl, tiene +1 y +3.

GRUPO IV A (Elementos CARBONOIDEOS o de la Familia del Carbono, con sus valores de Electronegatividad, muy cercanos a los del V A, al VII A y van a formar fácilmente Enlace COVALENTES, ya que los Elementos de éste Grupo son No Metales). El C, Si, Ge, Sn, Pb, a partir de éste grupo, se dice que por ser número par el IVA y VI A, puede tener como Valencia valores Pares consecutivos +2, +4 y así para éste Grupo será: de +2 y el siguiente par será +4, pero no todos, solo el C, Sn y Pb vemos que ( fácilmente Comparten sus 4 Electrones de la última Capa o Nivel de Energía, pudiendo ellos, también solo compartir 2 Electrones, según la necesidad de formación de Compuestos, como el caso del CO, el Monóxido de Carbono), para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces COVALENTES). GRUPO V A (Elementos de la Familia del Nitrógeno, con sus valores de Electronegatividad, muy cercanos a los del IV A, VI A, al VII A y van a formar fácilmente Enlace COVALENTES, ya que los Elementos de éste Grupo son No Metales). El N, P, As, Sb, Bi, a partir de éste grupo, se dice que por ser número impar el VA y VII A, puede tener como Valencia valores Pares consecutivos +3, +5 y en algunos, tiene otros valores como: N ( +2, +3, – 3, +4 y +5), y para los demás usted los trabajará , como Ejercicio con la T.P.. Así, también para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces COVALENTES). GRUPO VI A (Elementos de la Familia del Oxígeno, con sus valores de Electronegatividad, muy cercanos a los del IV A, V A, al VII A y van a formar fácilmente Enlace COVALENTES, ya que los Elementos de éste Grupo son No Metales). El O, S, Se, Te, Po, también éstos Elementos, de éste grupo, se dice que por ser número par, puede tener como Valencia valores Pares consecutivos +2, +4 y +6 y en algunos tiene otros valores como: S ( +2, – 2,+4 y +6), y para los demás usted los trabajará , como Ejercicio con la T.P.. Así, también para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces COVALENTES). GRUPO VII A (Elementos HALÓGENOS o de la Familia del FÚOR, con sus valores de Electronegatividad, muy cercanos a los del IV A, VI A, al VII A y van a formar fácilmente Enlace COVALENTES, ya que los Elementos de éste Grupo son No Metales).

El F, Cl, Br, I, At, a partir de éste grupo, se dice que por ser número impar, puede tener como Valencia valores Impares consecutivos +1, +3, +5 y en algunos tiene otros valores como: Cl ( +1, – 1+3, , +5 y +7), y para los demás usted los trabajará , como Ejercicio con la T.P.. Así, también para con otros Elementos No Metales, formar Enlaces COVALENTES).

NOTA: EL ESTUDIANTE DEBE COMPLEMENTAR INFORMACIÓN, INVESTIGANDO EN TEXTOS DE Q.CA Y EN INTERNET, OBSERVANDO VIDEOS Y LITERATURA.

INVESTGAR LO SIGUIENTE: ( usar una Hoja de Examen Cuadriculada)

ACTIVIDADES PRÁCTICAS

¿Qué es un Átomo? ¿Qué es ION? Explicar cada una de las Clases de IONES. ¿Qué es una Molécula? ¿Qué es una Molécula Diatónica? ¿Qué es Elemento? ¿Qué es un Compuesto Químico? ¿Qué es Fórmula Q.ca? Escriba las Clases. ¿ Cuál es la Ley o regla del OCTETO? . Quién la Enunció y ¿Cuál es su Nacionalidad?

¿Qué es Q.ca Cuántica? ¿Qué es una Propiedad Física? ¿Qué es una Propiedad Q.ca? ¿Qué es un Gas Diatónico? ¿Qué es la Regla del Octeto y Quién la Propuso y Cuál es su Nacionalidad? Cada Enlace Covalente Sencillo de los siguientes Ejemplos, hacer la Representación Espectral ( , ): F – F , H – H, Cl – Cl, I – I , Br - Br . Cada Enlace Covalente Doble de los siguientes Ejemplos, hacer la Representación Espectral ( , ): C = C, O = O, S = S, Se = Se, Te = Te. Cada Enlace Covalente Doble de los siguientes Ejemplos, hacer la Representación Espectral ( , ): N = N, P = P, As = As, Sb = Sb Elaborar una T.P., en un Pliego de Cartulina, color Blanco, con los Símbolos, Nombre, Número Atómico y las Valencias. Ver la Guía, y cada cuadro de be ser de 4 cm x 4 cm. Número Atómico

Símbolo

Estados de Oxidación o Valencia

Nombre

NOTA: cada cuadrícula debe ser de 4 cm x 4 cm ( Ver Ejemplo y aplicar Los Colores respectivos para el Símbolo de cada Elemento, según sus Estados de la Materia ).

ESTRATEGIA DE EVALUACIÓN: INQUIETUDES DEL TEMA:

Ejercicios prácticos del tema, actividades a ejercitar. Enlaces o material de referencia. Los Temas Investigados, según la asignación en el Texto de Apoyo Académico de este documento, y la resolución de las preguntas del Item anterior, se Evaluaran y tendrán un valor del 30% de la Nota de la Evaluación de Logros. 

Escribe aquí las inquietudes o dudas que tienes del tema.