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QUIMICA-10-IVG -Enlaces-químicos-y-Formulas-quimicas

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INSTITUCIÓN EDUCATIVA TÉCNICA DE COMERCIO 
“VIRGINIA GÓMEZ” 
CIÉNAGA, MAGDALENA. 
Aprobada por decreto municipal N° 287 de 2012 
DANE: 147189000210 NIT: 819003046-3 
 
 
ASIGNATURA: QUMICA 
GRADO: 10° DÉCIMO. 
DOCENTE: JOSE LUIS POMARICO MIER. 
UNIDAD 3: COMPUESTOS QUÍMICOS 
 
 
 CONTENIDO 
3.1. ENLACES QUIMICOS y POR QUÉ SE ENLAZAN LOS ÁTOMOS? 
3.2. CLASES DE ENLACES QUÍMICOS: ENLACES IONICOS y ENLACES 
COVALENTES. 
3.3. CLASES DE ENLACES COVALENTES. 
3.4. FORMULAS QUÍMICAS. 
3.4.1. FORMULA MOLECULAR. 
3.4.2. FORMULA EMPIRICA O MINIMA. 
3.4.3. FORMULA ESTRUCTURAL. 
3.4.4. FORMULA ELECTRONICA O DE LEWIS. 
 
 
DESARROLLO 
 
3.1.1.) ENLACE QUIMICO : 
 
El enlace químico corresponde a la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos 
que forman parte de una molécula, para lograr estabilidad. 
En la formación de enlaces químicos solo se utilizan los electrones que se encuentran en 
la capa más externa, denominados electrones de valencia. Estos se mueven con mucha 
facilidad entre un átomo y otro, de lo cual depende el tipo de enlace que se forme. 
Recordar: que los electrones de valencia se identifican en la tabla periódica de acuerdo al 
grupo e indican cuantos electrones se ubican en el último nivel de energía. 
Ej. Elementos del Grupo IIa, tiene 2 electrones de valencia. 
 Elementos del Grupo Va, tiene 5 electrones de valencia. 
 
3.1.2.) POR QUÉ SE ENLAZAN LOS ÁTOMOS? 
Debido a que los átomos cuando están solos son inestables y buscan estabilidad; la cual 
la consiguen al cumplir con la regla del octeto. 
 
Regla del octeto: “Los átomos tienen la tendencia a poseer 8 electrones de valencia y 
adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano y estabilizarse”; para lograr 
lo anterior los átomos pueden ganar, perder o compartir electrones. 
Recordar: los átomos de los elementos del grupo VIIIa no se enlazan. 
 
3.2.) CLASES DE ENLACES QUÍMICOS: 
Las clases de enlaces químicos depende del tipo de elemento que participe en el enlace, 
ya sean metales o no metales; existen las siguientes clases de enlaces químicos: ENLACE 
IONICO y ENLACE COVALENTE. 
 
3.2.1.) ENLACE IONICO: 
El enlace iónico se efectúa por transferencia de electrones, es decir que si un átomo gana 
electrones debe existir otro que pierde electrones. 
Los átomos que ganan electrones se llaman No metales o electronegativos, y se ubican 
en los grupos Va, VIa y VIIa de la tabla periódica. 
Los átomos que pierden electrones se llaman Metales o electropositivos, están ubicados 
en los grupos IIIa, IIa, Ia (excepto el hidrogeno). 
 
Este tipo de enlace consiste en la atracción de átomos con cargas eléctricas de signos 
diferentes, es decir, el enlace se establece cuando átomos de elementos poco 
electronegativos se enlazan con átomos de elementos muy electronegativos, lo cual sucede 
con elementos de los extremos izquierdos de la tabla periódica que son metales con el lado 
derecho que pertenecen a los no metales. 
 
El elemento menos electronegativo que corresponde a los metales cede sus electrones a 
los elementos más electronegativos que son los no metales. 
 
Observa los ejemplos que a continuación se muestran: 
 
 
 
 
 
 
 
Recordar: IONES: son átomos con cargas positivas (+) o negativas (-) que se forman 
cuando pierden o ganan electrones. Existen dos clases de iones que son: 
a) Catión+: es un ion con carga positiva (+), porque pierde 1 o más electrones. 
b) Anión-: es un ion con carga negativa (-), porque gana 1 o mas electrones. 
 
 
3.2.2.) ENLACE COVALENTE: 
El enlace covalente es aquel que se efectúa cuando no hay transferencia de electrones, 
sino que se comparten 1, 2 o 3 pares de electrones entre elementos no metálicos, donde 
cada elemento que participa en el enlace completa su octeto. 
 
Cada par de electrones compartidos se representa por un guion ( __ ). 
 
Este tipo de enlaces se presenta entre átomos iguales, o entre átomos que están muy cerca 
en la tabla periódica o que la diferencia de electronegatividad sea menor que (1.6); el 
Hidrogeno siempre forma enlace covalente. 
 
ACTIVIDAD N° (1). 
 
De acuerdo a su ubicación en la tabla periódica predecir qué clase de enlace (iónico o 
covalente) se formaría en las siguientes parejas de elementos: 
 
1) S y O = Covalente, ambos son No metales. 
2) F y F = Covalente, son átomos iguales. 
3) Ca y CL= Iónico, se une un metal con un No metal, están lejos en la tabla periódica. 
4) H y P = Covalente, el Hidrogeno siempre forma enlace covalente. 
5) As y As = 
6) Br y Mg = 
7) K y F = 
8) B y C = 
9) S y H = 
10) Na y I = 
11) Zn y Cu = 
12) Xe y Ca = 
13) Sr y In = 
14) Be y Pb = 
15) C y N = 
 
 
 
 
_________________________________________________________________ 
 
 
3.3. CLASES DE ENLACES COVALENTES. 
Existen tres criterios para clasificar los enlaces covalentes: 
 
3.3.1.) SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES APORTADOS AL ENLACE, SE 
CLASIFICAN ASÍ: 
 
A) ENLACE SENCILLO O SIMPLE: es cuando de comparte un par de electrones. 
Ej. H2O, Br2, HF, CH4. 
 
B) ENLACE DOBLE: es cuando se comparten dos pares de electrones. 
Ej. O2, CO2. 
 
C) ENLACE TRIPLE: es cuando se comparten tres pares de electrones. 
Ej. N2, HCN. 
 
 
 
 
3.3.2.) SEGÚN LA DIFERENCIA DE ELCTRONEGATIVIDAD, SE CLASIFICAN ASÍ: 
 
A) COVALENTE POLAR o DIPOLAR o SIMETRICO: es cuando la diferencia de 
electronegatividad es diferente a cero y menor que (1.7), hay polarización de cargas 
parciales. 
 
Ej. H2O = se busca en la tabla periodica la electronegatividad del ( O ) es (3.5) y se resta 
con la electronegatividad del ( H ) que es (2.1), es igual a (1.4), como es diferente a cero y 
menor que (1,7), entonces es covalente polar. 
 H2O 
 N2 
 O2 
 
 
 
B) COVALENTE APOLAR o NO POLAR o ASIMETRICO: es cuando la diferencia de 
electronegatividad es igual a cero, en la mayoría de los casos son atomos iguales. 
Ej. H2, Cl2, F2, O2. 
 
 
 
 
 
 
3.3.3.) SEGÚN EL NUMERO DE ELECTRONES QUE APORTA CADA ATOMO AL 
ENLACE, SE CLASIFICA ASÍ: 
 
A) COVALENTE NORMAL: es cuando ambos átomos enlazados aportan igual cantidad 
de electrones. Ej. Todos los anteriores. 
 
B) COVALENTE COORDINADO O DATIVO: es cuando uno solo de los atomos enlazados 
aporta los electrones y el otro no. Este enlace se representa con una flecha ( ), 
dirigida del átomo que aporta hacia el que recibe. 
 
Por ejemplo, para el ácido sulfúrico (H2SO4): 
 
 
 
En el caso del ácido sulfúrico el azufre forma dos covalentes coordinados con dos 
átomos de oxígeno, y con los otros dos oxígenos que están unidos a su vez a los 
hidrógenos forma covalentes polares. 
 
 
Para el dióxido de azufre (SO2): 
 
 
 
En este compuesto (dióxido de azufre -SO2-) el azufre forma un enlace covalente polar 
doble con uno de los átomos de oxígeno y con el otro átomo de oxígeno el azufre aporta 
un par de electrones para que el oxígeno también complete su octeto al igual que el 
azufre. 
La condición para que exista este tipo de enlace es que los átomos que participan sean 
no metales. 
 
 
 
ACTIVIDAD N° (2) 
 
1) Hacer la estructura de los enlaces ionicos en las siguientes moleculas, indicando quien 
pierde o gana electrones: 
 
MgF2, Na2Te, K2S, LiBr, CaCl2. 
 
2) Hacer la estructura de los enlaces covalentes (sencillos, dobles o triples) en las 
siguientes moleculas: 
 
SiO2, Br2, HCN, CH4, HF. 
 
3) Realizar la diferencia de electronegatividad en todas las moleculas e indicar cuales 
moleculas son polares y cuales No polares: 
 
TABLA PERIÓDICA CON LOS VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD 
 
 
 
 
Ej. H2O = se busca en la tabla periodica la electronegatividad del ( O ) es (3.5) y se resta 
con la electronegatividad del ( H ) que es (2.1), es igual a (1.4), como es diferente a cero y 
menor que (1,7), entonces es covalentepolar. 
 
 
A) MgF2 
 
 
B) Na2Te 
 
 
C) K2S 
 
 
D) LiBr 
 
 
E) CaCl2 
 
 
F) SiO2 
 
 
G) Br2 
 
 
H) HCN 
 
 
I) CH4 
 
 
J) HF. 
 
 
_______________________________________________________________ 
 
 
3.4. FORMULAS QUÍMICAS: 
Son representaciones graficas de las moléculas; en la química inorganica se usan las 
siguientes formulas químicas: 
 
3.4.1. FORMULA MOLECULAR: es la formula que expresa la composición real de una 
molecula, indica la clase y cantidad de atomos que tiene una molecula. 
 
El subindice o numero pequeño indica la cantidad de atomos; tener en cuenta que 
cuando hay paréntesis, el numero de afuera multiplica a todos los numeros que estan dentro 
del peréntesis. 
 
FORMULA MOLECULAR CLASE Y CANTIDAD DE ATOMOS 
H2O 2 atomos de Hidrogeno y 1 de Oxigeno. 
K2SO4 2 atomos de Potasio, 1 de Azufre y 4 de Oxigeno. 
C6H12O6 2 atomos de carbono, 12 de Hidrogeno y 6 de Oxigeno. 
Al2(SO3)3 2 atomos de Aluminio, 3 de azufre y 9 de Oxigeno. 
Pb(OH)4 1 atomo de plomo, 4 de Oxigeno y 4 de Hidrogeno. 
 
 
 
 
 
3.4.2. FORMULA EMPIRICA O MÍNIMA: indica la relación en que se encuentran los 
átomos que conforman una molécula. 
 
Tener presente que: 
En algunos casos las formulas empíricas son iguales a las formulas moleculares. 
En otros casos las fórmulas empíricas son iguales; pero sus fórmulas moleculares son 
diferentes. 
Si todos los subíndices son pares, se necesita dividir los subíndices por un número 
común hasta llevarlo a la mínima expresión. 
 
 
ACTIVIDAD N° (3) 
 
Formula molecular División Formula empírica Relación 
C6H6 ÷ 6 CH 1:1 
C2H2 ÷ 2 CH 1:1 
H2SO4 H2SO4 2:1:4 
C4H8O4 ÷ 4 CH2O 1:2:1 
Al2(SO4)3 = Al2S3O12 Al2S3O12 2:3:12 
Continuar los siguientes ejercicios: 
K2Cr2O7 
C12H22O12 
N2O4 
H4P2O6 
C2H402 
Al2(Cr2O4)3 
C6H12O6 
Pb(OH)4 
H3BO3 
Ca3(PO4)2 
 
 
 
 
 
 
3.4.3. FORMULA ESTRUCTURAL: esta fórmula muestra cómo están unidos los átomos 
que forman la molécula, donde se identifican los enlaces sencillos, dobles, triples y 
coordinados. 
 
 
 
 
 
3.4.4. FORMULA ELECTRONICA O DE LEWIS: esta fórmula muestra la ubicación de 
electrones de valencia que participan o no del enlace químico; también identifica quien 
cumple o no con la regla del octeto. 
 
 
Ej: a continuación se muestran las formulas electrónicas o de Lewis de los 
siguientes compuestos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acido clórico: HClO3 
Ácido nítrico: HNO3 
Ácido fosfórico: H3PO4 
Ácido sulfúrico: H2SO4 
 
ACTIVIDAD N° (4) 
 
Realizar las formulas estructurales y electronicas, a partir de las siguientes 
formulas moleculares: 
 
 
A) SO2 
 
 
B) BCl3 
 
 
C) Br2O3 
 
 
D) N204 
 
 
E) PF5 
 
 
F) P2O5 
 
 
G) C6H6 
 
 
H) SF6 
 
 
I) Al2S3 
 
 
J) HCN 
 
 
 
 (ÉXITOS)

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