Objetivos didácticos
• Comprender y conocer los tipos de enlaces químicos más importantes y entender su relación con las estructuras atómicas de los átomos y la regla del octeto.
• Relacionar las propiedades de las sustancias con el tipo de enlace que presentan y utilizar esta relación para deducir sus propiedades más conocidas.
• Valorar éticamente el control de la utilización de diversos materiales en las diversas labores prácticas de nuestra industria.
Contenidos
Conceptos
• Enlace químico: distancia de enlace, energía de enlace y estabilidad del enlace.
• Estructura de gas noble: regla del octeto. • Clases de enlaces químicos.
• Enlace iónico.
• Formación de un compuesto iónico. • Estructura de los compuestos iónicos.
• Número de coordinación de los iones en los compuestos iónicos. • Energía de red.
• Enlace covalente.
• Modelo de Lewis del enlace covalente: enlaces simples, dobles y triples, y enlace covalente coordinado.
• Teoría del enlace de valencia: enlace covalente simple, múltiple y coordinado.
• Enlace covalente polar.
• Moléculas polarizadas: geometría molecular y polaridad. • Enlace metálico. Modelo de la nube electrónica.
• Enlaces intermoleculares: fuerzas de dispersión, atracción dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno.
• Tipos de sustancias según sus enlaces.
Procedimientos
• Determinación de la estabilidad de un enlace químico. • Aplicación de la regla del octeto.
• Cálculo de la energía de red.
• Relación entre la energía de red y la estabilidad de un compuesto iónico. • Elaboración de la estructura de Lewis de un átomo, molécula o ion.
• Formación y representación de los enlaces covalentes según el modelo de Lewis y según la teoría del enlace de valencia.
• Determinación de la polaridad de una molécula según su geometría y la polaridad de sus enlaces.
• Descripción del enlace metálico.
• Relación entre las características de los compuestos metálicos y sus tipos de enlace.
• Identificación de los enlaces intermoleculares. • Clasificación de las sustancias según sus enlaces.
• Resolución de problemas sobre la energía de formación de los compuestos iónicos y sobre las estructuras de Lewis.
Valores
• Valoración de la capacidad de la ciencia para dar respuesta a las necesidades humanas.
• Valoración crítica de los avances científicos aplicados al campo de los nuevos materiales.
• Interés y responsabilidad en los trabajos en grupo.
Actividades de aprendizaje
La primera página de la unidad contiene una imagen de un proceso de electrólisis acompañada de un texto que pone de manifiesto los cambios que ocurren en la materia al romperse y crearse enlaces.
Los Objetivos muestran las capacidades que se pretende que el alumno/a desarrolle a lo largo de la unidad.
La Preparación de la unidad recuerda conceptos adquiridos anteriormente y propone actividades que son útiles para abordar la unidad.
Un esquema muestra la organización de los contenidos de la unidad.
1. Concepto de enlace químico
• La unidad comienza con la definición de enlace químico. A continuación, se relaciona la distancia entre los átomos que forman el enlace con la energía de enlace y con su estabilidad.
• Se observa después que los átomos más estables son los que adquieren la estructura de gas noble y que, por ello, muchos átomos, especialmente de elementos representativos, cumplen la regla del octeto.
• Se nombran las clases de enlaces químicos según la especie química que se una.
• En el cuadro del margen «Notación de Lewis», se explica lo más fundamental para representar mediante la notación de Lewis cualquier átomo o molécula.
• El profesor/a puede proponer, como reflexión, las actividades siguientes: — Decir si todos los elementos de la tabla periódica tienen capacidad para formar enlaces. En el caso de que no sea así, nombrar tres elementos que no los formen.
— Justificar si formarán el mismo tipo de enlace un ion de sodio, un átomo de cobre y una molécula de hidrógeno.
2. Enlace iónico
• A partir de la formación de iones positivos y de iones negativos, se describen las especies químicas que forman el enlace iónico, el cual se define como la unión tridimensional de dichos iones.
• Se presenta esquemáticamente la formación del compuesto iónico cloruro de sodio y, mediante un dibujo, se representa la disposición de los iones sodio y cloruro en el cristal. Se ofrece el acceso a una página de Internet en la que se puede observar la simulación de dicho proceso.
• A partir de la enumeración de los factores que influyen en la disposición espacial de los iones en el cristal, se define el concepto de número de coordinación de un ion en un cristal y se muestra gráficamente la coordinación de los iones cloruro y de los iones sodio en el cristal de cloruro de sodio.
• Se analiza la reacción de formación del cloruro de sodio y, para poder observar las variaciones de energía, se estudia la reacción directa y por etapas. A partir de aquí, se define la energía de red o energía reticular. Finalmente, se relaciona la energía reticular de cada compuesto iónico con su estabilidad.
• El profesor/a puede proponer, a modo de práctica, la actividad siguiente: — Utilizar la tabla periódica y el cuadro del margen titulado «Valencia
iónica», para formular y nombrar dos compuestos iónicos.
3. Enlace covalente
• Se nombran algunas sustancias que no pueden ser iónicas y se caracterizan por el hecho de tener enlace covalente. Se explica la formación del enlace covalente según el modelo de Lewis y se distingue entre enlace covalente simple, doble y triple.
• En el cuadro del margen titulado «Estructura de Lewis», se presentan dos de las características fundamentales de la estructura de Lewis de cualquier molécula.
• Con la finalidad de introducir el enlace covalente coordinado, se presenta el ion amonio y se destaca que su enlace no puede ser semejante a los
enlaces covalentes que se han estudiado hasta el momento. Así se deduce la existencia de este nuevo enlace covalente y se explican las características según el modelo de Lewis.
• Después de describir el enlace covalente a partir del modelo de Lewis, se introduce la teoría del enlace de valencia, que deriva de la mecánica cuántica. A partir de esta teoría del enlace de valencia, se presentan los enlaces simples, los múltiples y el enlace covalente coordinado como enlaces moleculares formados a partir de la superposición de dos orbitales atómicos semiocupados, o de un orbital atómico lleno y otro vacío en el caso del covalente coordinado. Algunos esquemas basados en la configuración electrónica de los átomos enlazados permiten visualizarlos y, por tanto, ayudan a comprender esta teoría.
• Finalmente, se destaca que no todos los átomos atraen los electrones de la misma manera y a partir de aquí se elabora la definición de enlace covalente polar. Una imagen de la distribución electrónica alrededor de un enlace covalente, de un enlace covalente polar y de un enlace iónico permite observar las diferencias.
• Se enuncian las condiciones necesarias para que una molécula esté polarizada y se destaca que la polarización de una molécula se debe a la distribución global de sus cargas. En una tabla con imágenes representativas, se relaciona la polarización de algunas moléculas con su geometría molecular y con la suma vectorial de los momentos dipolares. • El profesor/a puede proponer las actividades siguientes:
— Identificar les diferencias entre cloro gas y amoníaco gas (solubilidad, punto de fusión...) y relacionarlas con las características de sus moléculas.
— Poner dos ejemplos de sustancias apolares y dos ejemplos de sustancias polares.
— Leer el cuadro del margen titulado «Electronegatividad y enlace», y clasificar cinco compuestos en iónicos, covalentes apolares y polares.
4. Enlace metálico
• Se recuerda que la mayoría de los elementos son metales y se describe el enlace metálico según el modelo de nube electrónica.
• Se representan algunas de las estructuras metálicas más comunes, propias del empaquetamiento compacto de los metales.
• El profesor/a puede proponer, a modo de síntesis, la actividad siguiente: — Relacionar las características del modelo de nube electrónica con las
propiedades de los metales: conductividad térmica y eléctrica, opacidad y otras.
5. Enlaces intermoleculares
• Mediante la invitación a reflexionar sobre las fuerzas de atracción entre moléculas covalentes, se presentan las fuerzas de dispersión, la atracción dipolo-dipolo y el enlace de hidrógeno. Además de definirlas, se estudia qué moléculas pueden presentarlas y qué características tienen. Algunas
imágenes permiten observar aspectos concretos, como la formación de un dipolo instantáneo, un dipolo inducido, la orientación de la atracción dipolo-dipolo o los enlaces intramoleculares (enlace covalente polar) e intermoleculares (puente de hidrógeno) del fluoruro de hidrógeno.
• El profesor/a puede proponer, como práctica, la actividad siguiente:
— Identificar el tipo de fuerza intermolecular de algunas sustancias. Por ejemplo, el amoníaco líquido, el helio líquido, el bromuro de hidrógeno líquido...
6. Tipos de sustancias química según sus enlaces
• En una tabla se ordenan los diferentes tipos de enlaces, qué partículas presentan, cuáles son las propiedades más importantes que poseen y algunos ejemplos característicos.
En el apartado Ciencia y sociedad se presenta un material muy antiguo, el vidrio, algunas hitos de su historia y dos de sus aplicaciones más recientes. En la Resolución de ejercicios y problemas se pretende que el alumno/a profundice en:
• El cálculo de la energía de red.
• La elaboración de estructuras de Lewis de las moléculas.
En el apartado Ejercicios y problemas se incluyen ejercicios para comprobar y consolidar los conocimientos adquiridos en la unidad y aplicarlos a nuevas situaciones. Estos ejercicios y problemas van acompañados de la solución, para favorecer el proceso de autoevaluación.
Evaluación
• Justificar el motivo por el cual los átomos forman enlaces y por qué los gases nobles constituyen una excepción.
• Escribir la reacción de formación por etapas de uno o más compuestos iónicos y calcular su energía reticular.
• Analizar diversas moléculas covalentes y elaborar sus estructuras de Lewis y sus enlaces según la teoría del enlace de valencia. Por ejemplo, del agua, el ion hidroxilo, el amoníaco, el etileno, el dióxido de nitrógeno u otros.
• Citar tres ejemplos de enlaces covalentes polarizados, y señalar el sentido de la polarización, y tres ejemplos de enlaces covalentes no polarizados. A continuación, nombrar dos moléculas apolares y dos moléculas polares, formadas por dos tipos de átomos diferentes como mínimo.
• Elaborar un pequeño informe en el que se explique por qué los metales tienen estructuras compactas y nombrar algunas diferencias respecto de las estructuras formadas por enlaces iónicos y, sobre todo, por enlaces covalentes.
• Formular y nombrar dos compuestos covalentes que sólo presenten enlace covalente y dos compuestos covalentes que presenten, además, fuerzas intermoleculares. Indicar sus semejanzas y sus diferencias. • Puesta en común sobre la importancia de la existencia del enlace de
hidrógeno para la vida en la Tierra.
• Exponer oralmente las diferencias entre compuesto iónico, compuesto covalente y compuesto metálico.
• Clasificar una serie de sustancias según el tipo de enlace y enumerar sus principales características (fuerzas de enlace, solubilidad, punto de fusión, conductividad eléctrica).
• Realizar experimentos de laboratorio sencillos que permitan clasificar las sustancias teniendo en cuenta algunas de sus propiedades fundamentales, como la solubilidad, el punto de fusión y la conductividad eléctrica.
• Formar grupos de trabajo y describir las características que deberían tener un material ignífugo, un aislante térmico y un aislante eléctrico para cumplir sus funciones. A continuación, proponer el tipo de enlace que deberían presentar. Después, realizar una pequeña investigación bibliográfica para encontrar un ejemplo comercial de cada uno y para determinar el tipo de enlace. Por último, puesta en común de los resultados obtenidos. De esta manera el profesor/a podrá evaluar si los alumnos relacionan el enlace de las sustancias con las propiedades que presenten.