Vídeos para estudiar el enlace químico

Accede a los siguientes vídeos para estudiar el enlace químico. No te limites a ver solo los vídeos, sino que toma notas de los mismos, observándolos cuantas veces sea necesario.

VÍDEO: ENLACE QUÍMICO (da una visión general de los enlaces)

ESTRUCTURAS DE LEWIS  (para el enlace iónico y el enlace covalente)

Usa TIC para estudiar el enlace químico

Los siguientes enlaces pueden ayudarte a entender mejor algunas cuestiones del enlace químico.

1.- ENLACE Y ESTABILIDAD

En esta página web (en inglés) encontrarás una animación/simulación en la que se muestra la disminución de energía y, por tanto, el aumento de estabilidad que sufren los átomos al enlazarse.

En función de la fuerza de enlace que se forma el sistema enlazado será más o menos estable. Cuanto menos energía tenga el sistema, posiciones inferiores del gráfico, más estable.

Para ver la animación modifica los parámetro de Fuerza de enlace (Bond Strenght) y Energía de enlace (Kinetic Energy) con las flechas correspondientes y pulsa el pequeño recuadro verde superior. El cambio de energía química (chemical energy) se marcará con el movimiento del punto naranja.

En el recuadro gris grande que aparece en la parte superior, encima de la gráfica, a la vez que se produce el cambio de energía se simula el choque de los dos átomos aislados y la formación del enlace entre ellos.

HAZ CLIC SOBRE LA IMAGEN PARA ACCEDER AL ENLACE

 

 

2.- DIAGRAMA DE LEWIS

En esta animación podrás representar diagramas de Lewis con enlaces sencillos, dobles y triples. En la petaña enlaces (Simple Bonds), podrás construir directamente los compuestos con enlaces sencillos que aparecen en el recuadro gris arrastrando los correspondientes átomos al cuadrado verde. Mueve los electrones de sitio pulsando sobre ellos. Para comprobar los resultados pulsa sobre la fórmula del compuesto y el diagrama de Lewis correcto aparecerá en el cuadro negro.

En las pestañas de los enlaces dobles y triples, Double bonds y Triple bonds, respectivamnete, pulsando sobre la fórmula verás una animación en la que se enlazan los átomos mediante un enlace sencillo. Para formar el doble pulsar una segunda vez sobre la fórmula. El triple enlace se formará pulsando tres veces la fórmula.

Puedes acceder a la animación en pantalla completa AQUÍ

UD 2 Tarea 2 Los enlaces iónico y covalente y la formación de redes cristalinas iónicas, covalentes y moléculas

LO QUE DEBES ESTUDIAR:

1.- Definición de enlace iónico (entre un metal y un no metal=

2.- La formación de redes cristalinas iónicas

3.- Lo que indica una fórmula empírica (la proporción más simple en las que están presentes los distintos tipos de átomos).

4.- Las propiedades más características de los compuestos iónicos: sólidos, duros, frágiles, solubles en agua, conductores en disolución…

5.- Definición de enlace covalente (no metal-no metal) y de orden de enlace (sencillo, doble y triple).

6.- Electronegatividad y polaridad del enlace covalente.

7.- La formación de redes cristalinas covalentes.

8.- Las sustancias moleculares y la fórmula molecular.

9.- Propiedades de las sustancias moleculares

HAZ LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES EN TU CUADERNO

Actividad 1.- Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e indica qué iones será más probable que formen: K, Mg, B, Se, Cl.

Actividad 2.- Indica cuáles de las siguientes fórmulas se pueden considerar empíricas: Na2O2, H2SO4, K2Cr2O7, O3, AlCl3.

Actividad 3.- Explica la formación del cloruro de calcio (CaCl2) e indica cuántos iones cloruro habrá si existen 4·1024 iones de calcio.

Actividad 4.- Explica las propiedades de los compuestos iónicos a partir del concepto de enlace iónico: sólidos a temperatura ambiente, temperatura de fusión y ebullición medio-altas, duros, frágiles, solubles en agua y no conductoras en estado sólido pero sí disueltos en agua.

Actividad 5.- L¿Qué compuestos covalente se forma entre los átomos de N e H? ¿Cuál es su fórmula química?

Actividad 6.- ¿Qué compuesto covalente se forma entre los átomos de O y de F? ¿Cuál será su fórmula química.

Actividad 7.- El óxido de calcio, CaO, ¿es un compuesto covalente?

Actividad 8.- Representa el diagrama de Lewis e indica el orden de enlace del metano, CH4, y del monóxido de azufre, SO.

Actividad 9.- Razona el tipo de enlace existente en el cloruro de sodio, NaCl, y el cloruro de hidrógeno, HCl.

Actividad 10.- Explica si estos compuestos presentan dipolos, N2, CO, Hbr y I2.

Actividad 11.- Ordena de mayor a menor polaridad de enlace la unión del H con N, O, F, P y Br.

Actividad 12.- Ordena estas moléculas de mayor a menor polaridad de enlace: H2, H2O, HCl.

Actividad 13.- Explica las propiedades de los compuestos covalentes reticulares comparadas con las propiedades de las sustancias moleculares.

Actividad 14.- Explica cuáles de las siguientes fórmulas corresponden a fórmulas moleculares: H2O, Li3B, Br2 y TiO2.

Actividad 15.- Escribe las fórmulas empíricas correspondientes a las siguientes fórmulas moleculares: H2O2, NH3, F2 y C6H12.

Enlace químico: Recursos y simulaciones

Accede a los siguientes enlace para ampliar y profundizar en el estudio del enlace quimico.

Enlace al blog EUREKA

Características de los enlaces  ACCEDE AQUÍ

ENLACE IÓNICO 

Construyemdo moléculas mediante DIAGRAMA DE LEWIS

Accede a un documento bastante amplio (en aglunas cuestiones con un nivel superior a 4º ESO:
ENLACE QUÍMICO

 

UD 2 Enlace químico y fuerzas intermoleculares. Tarea 1

LO QUE DEBES SABER, LO QUE DEBES REPASAR

1.- Los gases nobles son los únicos elementos químicos cuyos átomos se presentan aislados. 

2.- El enlace químico se da entre átomos o iones: entre iones (iónico), entre átomos (covalente) y entre restos catiónicos (metálico)

3.- Todas las sustancias compuestas o son cristales o moléculas.

4.- Los cristales pueden ser iónicos, covalentes o metálicos.

5.- Las moléculas solo se forman mediante enlace covalente, y se da entre elementos no metálicos.

6.- Pueden darse enlace entre moléculas, que se denomina fuerzas intermoleculares, y que son de gran importancia en muchos compuestos biológicos.

Espectros atómicos, configuraciones electrónicas y Tabla Periódica

En el siguiente enlace tienes una simulación muy completa que te ayudará a entender la relación que hay entre las configuraciones electrónicas y el lugar que ocupa un elemento en la Tabla Periódica.

ESPECTROS ATÓMICOS, CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y TABLA PERIÓDICA

La nueva canción de la Tabla Periódica

Los youtubers canadienses Mitchell Moffit and Gregory Brown han creado el canal AssapSCIENCE, dedicado a temas científicos. Tienes que activar los subtítulos en español.

Simulaciones: Tabla Periódica dinámica y Propiedades Periódicas

La siguiente simulación te ayudará a entender y estudiar la Tabla Periódica. Haz clic sobre la imagen.

La siguiente simulación está en inglés, y es de un nivel alto. No obstante, hay algunas cuestiones que te ayudarán a entender las PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Puedes acceder a la animación en pantalla completa AQUÍ

Recursos para estudiar el Sistema Periódico de los Elementos

En los siguientes enlaces podrás estudiar y apr las propiedades periódicas:
 

ESTUDIA Y APRENDE LA T.P. Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS  



Acede a una Tabla Periódica muda, donde podrás a familiarizarte con la misma:

ACTIVIDADES CON UNA TABLA PERIÓDICA MUDA

UD 1 Tarea 2.- El Sistema Periódico y las configuraciones electrónicas

ACTIVIDAD DE ESTUDIO.- Para esta tarea es fundamental que conozcas:

a) La clasificación de los elementos en 7 períodos y 18 grupos o familias. Nombre de los elementos y su lugar en la tabla periódica.

b) Propiedades periódicas: distinguir metales, no metales, metaloides y gases nobles. Algunas propiedades periódicas: afinidad electrónica, energía de ionización, radio atómico.

c) ¿Qué relación hay entre el sistema periódico y las configuraciones electrónicas de los elementos? Distingue elementos por bloques (s, p, d y f) y por sus electrones de valencia.

d) Las masas atómicas de los elementos y su cálculo, a partir de la abundancia relativa de sus isótopos.

RESPONDE A LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES EN TU CUADERNO:

Actividad 18.- Clasifica los elementos, según sean metales, no metales, semimetales o gases nobles: potasio, hierro, argón, cloro, teluro, molibdeno, radón, silicio, paladio, bario, flúor.

Actividad 19.- Ordena estos elementos por su afinidad electrónica creciente: Se, Ga, Br y Cu, todos del período 4.

Actividad 20.- ¿Qué elementos tendrían una energía de ionización baja? ¿Y muy alta?

Actividad 21.- Escribe las configuraciones electrónicas de estos elementos representativos e indica su posición en la tabla periódica: potasio (Z= 19), neón (Z= 10), aluminio (Z= 13) y azufre (Z= 16).

Actividad 22.- Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos acortada e indica los electrones de valencia del fósforo (Z= 15), estaño (Z= 50), yodo (Z= 53) y francio (Z= 87). Indica luego, cuales tendrán a formar cationes y cuáles aniones.

Actividad 23.- El elemento de configuración electrónica terminada en 4s2 3d6. ¿es metal, no metal o gas noble?.

Actividad 24.- Indica el nombre y el simbolo de los elementos cuyos electrones de valencia son: a) 3s2 3p2; b) 2s2; c) 4s2 4p5; d) 3s2 3p6.

Actividad 25.- El boro tiene dos isótopos estables, B-10 y B-11. Utilizando la definición de masa teórica del átomo, y sabiendo que las abundancias relativas de estos isótopos son 19,78% y 80,22%, respectivamente, calcula la masa atómica promedio.

ACTIVIDAD DE INVESTIGACIÓN.- 

Exposición de motivos: La tabla periódica de Mendeléyev presentaba un problema, y eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por masa o peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867-1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z). 

Investiga: a) La biografía de Henry Moseley y sus trabajos que le permitieron obtener la ley periódica, confirmada posteriormente por la mecánica cuántica, lo que nos permite aceptar que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos. a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

b) Los trabajos de Glenn Seaborg, en 1945, que le valió el Premio Nobel de Química en 1951.

Simulaciones: Configuraciones electrónicas

Accede a las siguientes simulaciones donde podrás estudiar las configuraciones electrónicas de los elemenos.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE LOS ELEMENTOS


EJERCICIOS DE CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS 

UD 1 Tarea de aprendizaje.- El modelo cuàntico del átomo y las configuraciones electrónicas

El modelo actual del átomo es el denominado modelo cuántico o mecano-cuántico. Introduce el concepto de orbital atómico. Sus antecedentes se basan en el la hipótesis de De Broglie, la teoría cuántico de Planck y el principio de incertidumbre de Heisenbberg, Con esta base se han determinados unas ecuaciones de onda (ecuación de Schrodinger), que son los que constituye los orbitales atómicos.

Hay cuatro tipos de orbitales, s (sharp), p (principal), d (difusse) y f (fundamental).

En cada nivel de energía,  y en cada orbital hay un número máximo de electrones. La distribución energética de los orbitales sigue la llamada regla o diagrama de Moeller, que se basa en unas reglas de llenado:

a) los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía;

b) al completar los orbitales del mismo valor de energía, comenzará el llenado de los siguientes; y

c) Los electrones ocupan el mayor número posible de orbitales de la misma energía (máxima multiplicidad).

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS

Para el elemento Oxígeno, su configuración es: [O]= 1s² 2s² 2p⁴

El número indica el nivel de energía, a continuación los orbitales para el respectivo nivel. Y el superíndice indica el número de electrones totales que hay en cada orbital.

Para el Germanio (Z= 32). [Ge]= 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p²

Los electrones del último nivel se denominan electrones de valencia. El Oxígeno tiene 6 electrones de valencia, y el Germanio tendría 4 electrones de valencia (4s² 4p²)

RESPONDE A LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES EN TU CUADERNO:

Actividad 12.- Haz una tabla indicando los niveles de energía, y los orbitales y tipo de orbitales con el número máximo de electrones para cada nivel.

Actividad 13.- Indica cuántos electrones tiene un átomo si su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2.

Actividad 14.- Indica los orbitales ocupados en el último nivel de energía de un átomo cuya configuración electrónica es: 1s² 2 s² 2p⁶ 3s² 3p³
 
Actividad 15.- Explica por qué es posible tener 2 electrones en un orbital 2s y 6s en el orbital 2p.

Actividad 16.- Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos neutros: litio (Z= 3), potasio (Z= 11), flúor (Z= 9), cloro (Z= 17), bromo (Z= 35). ¿Qué observas respecto al último nivel?

Actividad 17.- Escribe la configuración electrónica del catión Li+ y el anión F-

Resumen Modelos atómicos (Simulaciones)

Tienes dos simulaciones, a modo de resumen, para repasar los modelos atómicos (desde Thomson hasta el modelo cuántico).

La primera simulación es del IES Aguilar y Cano, haciendo clic sobre la imagen

La segunda simulación tiene contenidos de bachillerato. Sin embargo, hay algunas cuestiones que te ayudarán a tener una visión comparativa y evolutiva de los modelos atómicos.

Puedes ver ambas simulaciones en PANTALLA COMPLETA:

SIMULACIÓN DEL IES AGUILAR Y CANO 

SIMULACIÓN MODELOS ATÓMICOS 

Mas Simulaciones del Modelo atómico de Bohr

Haciendo clic en los enlaces y/o en la imagen podrás acceder a simulaciones del modelo atómico de Bohr:

Modelo atómico de Bohr (IES Aguilar y Cano)
(Simulación del IES Aguilar y Cano, de Sevilla, del profesor Salvador Hyratado)

Modelo de Bohr del átomo de Hidrógeno 

(Está escrito en inglés)

Modelo de Bohr (Fisquiweb) (Simulación de la web www.fisquiweb.com con una explicacion más detallada de la relación del modelo con el espectro de hidrógeno)

Simulación PhET El átomo de hidrógeno

Accede a la simulación del átomo de hidrógeno PhET

Clic para iniciar

UD 1 De los primeros modelos atómicos al modelo cuántico (Modelo de Bohr)

A

TAREA DE APRENDIZAJE 1 (Continuación).- DE LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS AL MODELO CUÁNTICO DEL ÁTOMO

Actividad 6.- El modelo de Rutherford ofrece dos inconsistencias: 

a) Según el electromagnetismo clásico, el electrón no podía estar girando en cualquier órbita. ¿Qué significa ésto?

b) El segundo problema es que no podía explicar los espectros atómicos. ¿A qué hace referencia?

Actividad 7.- Los espectros atómicos son consecuencia de hacer pasar la luz incandescente de una sustancia a través de un prisma. ¿Por qué el espectro de la luz blanca es continuo, y, sin embargo, un espectro atómico es discontinuo?

EL MODELO ATÓMICO DE BOHR

En 1913, Niels Bohr, colaborador de Rutherford, mejoró su modelo, introduciendo el concepto de la cuantización de la energía.

Actividad 8.- ¿Cuáles son las dos hipótesis que introdujo Bohr al modelo de Rutherford?

Actividad 9.- La cuantización de la energía de los electrones en la corteza de los átomos es una propiedad fundamental de estos. Borh consiguió, a partir del espectro del átomo de Hidrógeno, determinar cuantitativamente los niveles de energía de los electrones. Responde:

a) ¿Qué indican las líneas en el espectro del átomo de hidrógeno?

b) Observa la analogía de la imagen, y explícalo, indicando por qué los escalones son de diferente altura.

Actividad 10.- Si observas el espectro del hidrógeno, existen cuatro líneas. Responde:

a) ¿Podrían existir más líneas en el espectro de hidrógeno con valores de energías diferentes? En caso afirmativo, ¿a qué salto de energía correspondería?b) Indica si esta afirmación es verdadera o falsa y explica por qué: “Para hacer que un electrón pase del nivel n= 2 al n= 3 es necesario que absorba energía”.

Actividad 11.- El modelo atómico de Bohr es válido para el átomo de hidrógeno. Al observar los espectros de otros átomos se dieron cuenta que junto a las líneas del espectro había otras líneas espectrales más cercanas. Esto determino que en el átomo, no solo hay niveles de energía, sino que también existen subniveles de energía. Esto llevó a determinar un nuevo concepto, el orbital atómico.

a) Explica la diferencia entre órbita y orbital

b) En cada nivel existe un número determinados de subniveles, que ahora denominamos orbitales. ¿Cuántas clases de orbitales existen y cómo se denominan?

c) Haz una tabla, en las que especifiques, por cada nivel n, el número y tipo de orbitales y los electrones que hay. AYUDA: Hay un solo tipo de orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 orbitales f

d) Indica si existen o no los siguientes orbitales: 3s; 2p; 2d; 3f; 4s; 5g; 1d; 3d.