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Guia-No-7-QUIMICA-ciclo-5 docx

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INSTITUCION EDUCATIVA MUNICIPAL “NOCTURNO MARCO FIDEL SUAREZ” 
TALLER DE QUIMICA CICLO: 5 
DOCENTE: Lidia Esperanza Pinza J 
 
TALLER DE ENLACES QUIMICOS (ENLACE IONICO) 
Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas 
cuando forman distintas agrupaciones estables. La disposición estable del octeto o regla del octeto 
Si un elemento no forma compuestos con facilidad es porque sus átomos presentan gran resistencia a ser 
modificados. Este es el caso de los gases nobles o inertes, que se caracterizan por su escasa o nula 
reactividad química, es decir, son muy estables. 
Cuando se trata de otros elementos químicos y de las uniones que se establecen entre ellos, siempre se 
hace referencia a los electrones que les faltan o les sobran a estos elementos para que la configuración 
electrónica de su nivel de valencia sea similar a la de los gases nobles (regla del octeto). 
 
Clases de enlaces La base de la teoría electrónica de enlace se determina cuando los elementos forman 
compuestos, ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar configuraciones electrónicas estables 
(de baja energía) similares a las de los gases nobles más próximos en la tabla periódica. Los átomos 
pueden conseguir la configuración electrónica de gas noble de dos maneras: estableciendo un enlace 
iónico, o estableciendo un enlace covalente. 
1-Enlace iónico: El enlace iónico se forma por transferencia de uno o más electrones de un átomo o 
grupo de átomos a otro. Por lo general, la unión de un elemento metálico con un no metal es de tipo iónico. 
Para que se forme un enlace iónico las condiciones son las siguiente: 
*La diferencia de electronegatividades debe des mayor o igual a 1.7 
*Formación de iones: cuando cede un electrón, el número de protones es mayor y se genera una carga 
positiva (+) ion catión, pero si gana electrones el número de electrones es mayor y se genera una carga 
negativa (-) ion anión 
*La carga del ion dependerá del número de iones cedidos o ganados; si un átomo gana dos electrones -
2; si pierde dos electrones +2. Estos iones tienen cargas eléctricamente contrarias por lo cual pueden 
atraerse mutuamente y formar un enlace iónico, dando lugar a un compuesto iónico. 
Características: 
*Está formado por metal + no metal. 
*Formación de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). 
*Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. 
Propiedades: 
Se encuentran formando redes cristalinas, por lo tanto, son sólidos a temperatura ambiente. 
Cuando se trata de sustancias disueltas su conductividad es alta. 
Su dureza es bastante grande, por lo cual tienen altos puntos de fusión y ebullición. 
Son solubles en solventes polares como el agua. 
 
 
 
Ejemplo 1 NaCl El átomo de sodio (Z = 11) tiene un electrón en su nivel de valencia, mientras que el 
átomo de cloro (Z = 17) tiene 7 electrones en dicho nivel. Cuando un átomo de sodio se encuentra en las 
proximidades de un átomo de cloro, cede su electrón de valencia, transforman-dose en un ion sodio, 
mientras que el átomo de cloro capta dicho elec-trón, transformandose en un ion cloruro. 
 
Estos iones al tener cargas eléctricas opues-tas, se atraen y perma-necen unidas por fuerzas 
electrostáticas. Entre el sodio y el cloro se establece un enlace de tipo iónico. 
 
Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlaces son: 
Forman redes cristalinas muy compactas. 
Altos puntos de fusión. 
Están formados por metales y no metales. 
La mayoría son solubles en disolventes polares agua 
La mayoría son insolubles en disolventes apolares (organicos como tiner, gasolina. Benceno) 
Una vez fundidos o en solución acuosa suelen conducir la electricidad 
Ejemplo No 2 
Otra representación del enlace iónico es: 
 
Ejemplo No 3 
 
ACTIVIDAD No1 
Tome la tabla periódica y forme 5 enlaces iónicos los que usted quiera y resuélvalos como los de la guía. 
Los elementos que se unen podrían ser de los grupos I, II y el aluminio con grupos VI, VII 
 
TALLER DE ENLACES QUIMICOS (ENLACE COVALENTE) 
2.- Enlace covalente: Se llama enlace covalente a un tipo de enlace químico, que ocurre cuando dos 
átomos se enlazan para formar una molécula, comparten electrones értenecientes de su capa más 
superficial, alcanzando gracias a ello el conocido “octeto estable” (conforme a la “regla del 
octeto” propuesto configuración de gas noble, estos electrones son atraídos por ambos núcleos, de 
manera que pertenecen por igual a los dos átomos que se enlazan. En este caso, se dice que se ha 
formado un enlace covalente. Los enlaces covalentes se clasifican de acuerdo a: por Gilbert Newton 
Lewis sobre la estabilidad eléctrica de los átomos). 
https://concepto.de/enlace-quimico/
Los átomos así enlazados comparten un par (o más) de electrones, cuya órbita varía y se 
denomina orbital molecular. Cuando el encuentro entre 
átomos se da en terrenos de compartir uno o más pares de 
electrones para alcanzar la configuración de gas noble estos 
electrones son atraídos por ambos núcleos, de manera que 
pertenecen por igual a los dos átomos que se enlazan. En 
este caso, se dice que se ha formado un enlace covalente. 
Los enlaces covalentes se clasifican de acuerdo a: 
1.- El número de electrones compartidos 
 
a. Enlace covalente sencillo. 
Por ejemplo, el átomo de hidró-
geno (Z = 1) tiene un electrón en 
su nivel de valencia y como es el 
primer nivel, necesitaría tener dos 
electrones para que dicho nivel 
estuviera completo. Sin embargo, cuando se aproximan dos átomos de hidrógeno, el núcleo de cada uno 
de ellos atrae tanto a su electrón como al electrón asociado al otro núcleo, hasta que llega un momento 
en el que ambos átomos están tan próximos que ya no es posible saber con certeza cuál es el electrón 
que pertenecía a cada uno de ellos. De esta manera se puede decir que cada uno de los átomos que 
forman la molécula de hidrógeno tiene dos electrones en su nivel de valencia, encontrándose en una 
situación energéticamente estable similar a la que presenta el átomo de helio. En forma similar podemos 
explicar la formación de las moléculas con enlaces covalentes simples. 
b. Enlace covalente doble En las moléculas de 
oxígeno (02), la estabilización se consigue 
compartiendo dos pares de electrones en lugar de uno 
(puesto que a cada átomo de oxígeno le hacen falta dos 
electrones en su nivel de valencia para completar 
ocho). De esta manera, se forma un enlace covalente doble, 
c. Enlace covalente triple En las moléculas de nitrógeno (N2) se 
comparten tres pares de electrones y se establece un enlace covalente 
triple, NN. 
 
2.- Teniendo en cuenta el valor de la electronegatividad 
a. Enlace covalente apolar. Las moléculas al estar conformadas por átomos 
iguales no presentan diferencias en su electronegatividad, por lo cual son 
conocidas como moléculas apolares (sin polos). Los pares de electrones 
compartidos en estas moléculas son atraídos por ambos núcleos con la misma 
intensidad. Es el caso de las moléculas de cloro (Cl2), hidrógeno (H2), etc. En 
estas moléculas se establece un enlace covalente apolar. 
 
b. Enlace covalente polar Cuando los átomos que se enlazan tienen una 
electronegatividad diferente, se establece en la molécula una zona donde se 
concentra una mayor densidad electrónica, originándose así un polo positivo y 
uno negativo. Por consiguiente, la zona que pertenece al átomo de mayor 
electronegatividad será el polo negativo y la del átomo de menor 
electronegatividad será el polo positivo 
 
3.- Teniendo en cuenta los electrones aportados por los átomos 
Enlace covalente coordinado. Hay algunos casos en los cuales el par de electrones compartidos es 
aportado por uno de los átomos, mientras que el otro no aporta electrones. El amoniaco, por ejemplo, al 
reaccionar con un ion H+ (protón) produce el ion NH4+ (amonio). Este enlace se lleva a cabo porque el 
nitrógeno tiene un par de electronessin compartir y lo hace formando un enlace covalente. 
https://concepto.de/electron/
Un caso similar ocurre cuando una molécula de agua reacciona con 
un W para formar el ion hidrónio (H3O+1). 
De esta manera, podemos concluir que el enlace covalente 
coordinado es aquel en el cual el par de electrones compartidos es 
aportado por uno de los átomos que constituyen el enlace. Se 
representa con una flecha que va desde el elemento que aporta los electrones hasta el elemento que los 
recibe. 
 
 
Actividad No 2 
Realizar las formulas electrónicas, estructurales y la clasificación completa en los siguientes compuestos 
1. SiO2 2.Cl2 O 3. I2 O 
4. F2 O 5. C2H4 6. Br2 O 
 
TALLER DE CLASES DE FORMULAS QUIMICAS 
1.- Fórmula empírica o mínima Nos indica qué elementos están presentes en un compuesto y en qué 
proporción mínima. Ejemplo: CH20 nos indica que el compuesto tiene un átomo de carbono, dos átomos 
de hidrógeno y un átomo de oxígeno; la proporción es 1: 2: 1. 
 
2.- Fórmula molecular Es la fórmula real del compuesto. Además de la información que nos suministra 
la fórmula empírica, la fórmula molecular nos dice el número real de átomos de cada elemento, presentes 
en ese compuesto. Para calcularla es necesario conocer la fórmula empírica y además la masa molecular 
de la sustancia. 
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica: 
Fórmula molecular = (fórmula empírica)n 
Para determinar el valor de n dividimos la masa molecular de la sustancia por la masa de la fórmula 
empírica: 
n = masa molecular/masa fórmula empírica 
El resultado debe ser un número entero sencillo por el que luego multiplicamos cada uno de los subíndices 
de los elementos en la fórmula empírica y así 
hallamos la cantidad exacta de cada elemento 
en ese compuesto. Ejemplo: Hallar la fórmula 
molecular de un compuesto cuya fórmula 
empírica es CH20 y su masa molecular es de 180 
g/rnol. 
Para hallar la fórmula molecular: (CH20)n, 
necesitamos buscar el valor de n: 
 
3.- Fórmula estructural Es la fórmula que mayor 
información nos da, nos dice qué elementos 
conforman el compuesto, en qué cantidad exacta se 
encuentran y nos muestra los enlaces entre los átomos 
dentro de la molécula y sus ángulos. 
Existen compuestos que presentan la misma fórmula 
molecular pero diferente fórmula estructural, estos 
compuestos reciben el nombre de isómeros. 
 
4.- Fórmula electrónica o estructura de Lewis Es la fórmula 
donde aparece en el centro el símbolo del elemento y a su 
alrededor los electrones del último nivel o nivel de valencia, se 
representan por puntos. 
Este tipo de fórmula se emplea para determinar el tipo de enlace 
entre los elementos de una molécula. Ejemplo: NaCl. 
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Formaci%F3n+del+ion+amonio&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_60.Ges.LCO.png
Estas fórmulas son utilizadas especialmente cuando se quiere hacer énfasis en la formación del octeto 
(completar 8 electrones en su último nivel). 
 
Actividad No 3 
Realizar las siguientes formulas estructurales y electrónicas: (debe recordar lo aprendido en enlaces 
quimicos) 
a.- HBr b.- KBr c.- CaCl2 d.- AlCl3 e.- SiO2 
 
VALECIA Y NUMEROS DE OXIDACION: 
Valencia es el término que se usa comúnmente entre los químicos para caracterizar el poder que tiene 
un elemento para combinarse con otros, lo que se mide por el número de enlaces con otros átomos que 
un átomo de un elemento dado forma por combinación química. El término también ha venido a significar 
la teoría de todas las propiedades físicas químicas de las moléculas que dependen particularmente de la 
estructura electrónica molecular. 
El número de oxidación. El concepto de carga formal se basa en la suposición de que todos y cada uno 
de los enlaces que forma un átomo en una molécula son de tipo covalente. Por el contrario, el número de 
oxidación es un concepto que nace de la situación opuesta, es decir, del carácter iónico de todos esos 
enlaces. Se suele definir como la carga iónica efectiva que tendría un átomo si el par de electrones del 
enlace perteneciera al átomo más electronegativo. 
 
Cada átomo de oxígeno (elemento más electronegativo que el N) posee un par de electrones más de los 
que presenta en su capa de valencia en estado libre (6): por ello el número de oxidación para este átomo 
es –2. El átomo de N no contaría con ningún electrón y su estado de oxidación es +5. Cuando a un 
elemento se le asigna un determinado número de oxidación se dice que ese elemento se encuentra en un 
estado de oxidación específico. Así, cuando el nitrógeno tiene el número de oxidación +5 se dice que 
presenta el estado de oxidación +5. 
- Para asignar números de oxidación, deben tenerse presentes las siguientes reglas: 
 
1º) El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero. También entran en esta categoría las 
moléculas simples o diatónicas. 
Al0 H20 ; O20 ; N2 0; 
2º) El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+ 
H+1ClO KOH+1 H+1 2O 
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1- 
MgH2-1 ; LiH-1 
3º) El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- 
CO2-2 ; Al2O3-2 H2O-2 
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1- 
K2O2 -1 ; H2O2 -1 
4.- El No de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y 
numéricamente igual a la carga del ión. 
K+1 Br ; Mg+2 SO4 ; Al+3 (OH)3 
5.- El número de oxidación de los halógenos en los hidracidos y sus respectivas sales es -1 
HF-1 ; HCl-1 ; HBr-1 ; HI-1 
 En cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido y sales binarias es -2 
H2S-2 ; Na2S-2 ; FeS-2 
6º) La suma de los números de oxidación de una molécula debe ser CERO: 
 
Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de cada elemento por su respectivo Nº de 
oxidación, y sumando ambos resultados, dicha suma debe ser igual a cero. Ejemplos para repasar 
aplicación del Nº de Oxidación 
 
TABLA DE NUMEROS DE OXIDACION 
 I II III Elem de transición III IV V VI 
VII 
+1 +2 +3 +1,+2 +1,+3 +2,+3 +2,+4 +/-3 +/- 2, 4 +/- 3, 5 +/- 2, 4, 6 +/- 1, 3, 5, 
7 
 Li 
 Na 
 K 
 Rb 
 Cs 
 Fr 
 Ag 
Be 
Mg 
Ca 
Ba 
Ra 
Zn 
Cd 
Al Cu 
Hg 
Au 
Ga 
In 
Tl 
Fe 
Co 
Ni 
Sn 
Pb 
Pt 
Pd 
 
B C 
Si 
P 
As 
Sb 
S 
Se 
Te 
 
F 
Cl 
Br 
I 
Excepciones H+/- 1 (hidruros) O -2 y -1 Cr 2,3,6 Mn 2,3,4,6,7 N+/- 1,2,3,4,5 
 
 
Ejemplo 
Cr2+3(S+6O-24)-23 Mn+2 Se+6O-24 C2+3O -24Na+12 
(N-3H+14)+12 Te+6 O-24 Mn+2(N+5O-23)-12 Mg+23(P+5O-24)-32 
 
Actividad No 4 
Observe los ejemplos y calcular los numeros de oxidacion a los elementos del taller y comprobar que la 
suma de estos numeros es cero. 
 
HNO2 SiO2 NiCO3 Na6Si2O7 CaCO3 
H2SO4 NH4Cl4 Rb4TeO4 K6Si2O7 H2SO3 
H2TeO4 H2 SiO2 Ca(NO3)2 H3 SbO4 Mg3 (AsO3)2

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