Enlaces químicos y fuerzas intermoleculares

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Destreza / Competencia:

CN.Q.5.1.8. Deducir y explicar la unión de átomos por su tendencia a donar, recibir o compartir electrones para alcanzar la estabilidad del gas noble más cercano, según la teoría de Kössel y Lewis. 

CN.Q.5.1.9. Observar y clasificar el tipo de enlaces químicos y su fuerza partiendo del análisis de la relación existente entre la capacidad de transferir y compartir electrones y la configuración electrónica, con base en los valores de la electronegatividad. 

CN.Q.5.2.2. Comparar y examinar los valores de valencia y número de oxidación, partiendo del análisis de la electronegatividad, del tipo de enlace intramolecular y de las representaciones de Lewis de los compuestos químicos.

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¿En qué áreas de la vida se puede aplicar este contenido?

El adquirir estos conocimientos te permite entender por qué las sustancias tienen propiedades diferentes, como dureza, solubilidad, punto de ebullición, conductividad o estado físico.

• Vida cotidiana: te ayudan a explicar por qué la sal se disuelve en agua, por qué el aceite no se mezcla con agua, por qué algunos materiales conducen electricidad y por qué ciertas sustancias se evaporan más rápido.
• Desarrollo personal: fortalecen tu capacidad de interpretar etiquetas, materiales y sustancias con más criterio, comprendiendo que sus propiedades dependen de cómo están unidos sus átomos y moléculas.
• Contexto social / académico: te permiten comprender temas como formación de compuestos, propiedades de materiales, medicamentos, plásticos, combustibles, alimentos y productos de limpieza, base para estudiar química, biología, salud, ambiente e ingeniería.

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Actividades de aprendizaje

Anticipación

¿Por qué se comportan diferente estas sustancias?”

Muestra o menciona 4 sustancias cotidianas:

• sal
• agua
• aceite
• alcohol

Pregunta a los estudiantes:

1. ¿Por qué la sal se disuelve en agua?
2. ¿Por qué el aceite no se mezcla con el agua?
3. ¿Por qué el alcohol se evapora más rápido que el agua?
4. ¿Qué creen que ocurre entre las partículas de cada sustancia?

Cierra explicando que estas diferencias se entienden estudiando los enlaces químicos y las fuerzas intermoleculares, porque determinan cómo se unen y atraen las partículas.

Construcción:

¿Qué son los enlaces químicos?

Un enlace químico es la fuerza que une a los átomos para formar compuestos químicos. Esta unión le confiere estabilidad al compuesto resultante. La energía necesaria para romper un enlace químico se denomina energía de enlace.

Existen tres tipos de enlaces químicos:

• Enlace covalente
• Enlace iónico
• Enlace metálico

En el proceso para formar enlaces químicos, los átomos ceden o comparten electrones de la capa de valencia (la capa externa de un átomo donde se determina su reactividad o su tendencia a formar enlaces), y se unen constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos físicos como el filtrado o el tamizado.

Es un hecho que los átomos que forman la materia tienden a unirse a través de diversos métodos que equilibran o comparten sus cargas eléctricas naturales para alcanzar condiciones más estables que cuando están separados. Los enlaces químicos constituyen la formación de moléculas orgánicas e inorgánicas y, por tanto, son parte de la base de la existencia de los organismos vivos. De manera semejante, los enlaces químicos pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones.

Esto puede ocurrir sometiendo los compuestos químicos a altas temperaturas, aplicando electricidad o propiciando reacciones químicas con otros compuestos. Por ejemplo, si aplicamos electricidad al agua es posible separar las uniones químicas entre el hidrógeno y el oxígeno que la conforman, este proceso se denomina electrólisis. Otro ejemplo consiste en añadir grandes cantidades de energía calórica a una proteína, lo cual llevaría a desnaturalizarla (perder la estructura secundaria de una proteína) o romper sus enlaces.

Tipos de enlaces químicos

Existen tres tipos de enlace químico conocidos, dependiendo de la naturaleza de los átomos involucrados:   

En este recurso interactivo tenemos un resumen de los 3 tipos de enlaces:

Tipos de enlaces

Vamos a observar el siguiente recurso audiovisual como complemento de los contenidos:

FUERZAS INTERMOLECULARES Y SU RELACIÓN CON LOS ENLACES QUÍMICOS

Los enlaces químicos explican cómo se unen los átomos para formar sustancias. Sin embargo, además de esos enlaces, existen fuerzas de atracción entre moléculas llamadas fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas no forman nuevas sustancias, pero influyen mucho en las propiedades físicas de los compuestos, como el punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad, viscosidad y estado físico.

Diferencia entre enlace químico y fuerza intermolecular

Enlace químico:
Es la unión entre átomos dentro de una sustancia.

Ejemplos:

• Enlace iónico: NaCl
• Enlace covalente: H₂O
• Enlace metálico: Cu

Fuerza intermolecular:
Es la atracción entre moléculas o partículas cercanas.

Ejemplo:
Entre moléculas de agua existen fuerzas intermoleculares que hacen que el agua sea líquida a temperatura ambiente.

Idea clave:
El enlace químico une átomos.
La fuerza intermolecular atrae moléculas.

¿Qué son las fuerzas intermoleculares?

Las fuerzas intermoleculares son atracciones que ocurren entre moléculas. Aunque son más débiles que los enlaces químicos, son muy importantes porque explican por qué algunas sustancias son gases, otras líquidos y otras sólidas.

Mientras más fuertes sean las fuerzas intermoleculares:

• mayor será el punto de ebullición,
• mayor será el punto de fusión,
• menor será la facilidad para evaporarse,
• mayor será la atracción entre partículas.

Tipos principales de fuerzas intermoleculares:

Fuerzas de dispersión de London

Son fuerzas débiles que aparecen entre todas las moléculas, incluso en moléculas no polares.

Se producen por pequeños cambios temporales en la distribución de los electrones.

Son más importantes cuando:

• la molécula tiene mayor masa,
• la molécula tiene más electrones,
• la molécula es más grande.

Ejemplo:
El yodo (I₂) es sólido a temperatura ambiente porque sus moléculas son grandes y tienen fuerzas de London más intensas.

Fuerzas dipolo-dipolo

Se presentan entre moléculas polares, es decir, moléculas que tienen una zona parcialmente positiva y otra parcialmente negativa.

Ejemplo:
El HCl es una molécula polar. La parte del H tiene carga parcial positiva y la parte del Cl tiene carga parcial negativa, por eso sus moléculas se atraen.

Puentes de hidrógeno

Son fuerzas intermoleculares fuertes que aparecen cuando el hidrógeno está unido a elementos muy electronegativos como:

• F
• O
• N

Ejemplos:

• H₂O
• NH₃
• HF

En el agua, los puentes de hidrógeno explican su alto punto de ebullición en comparación con otras moléculas pequeñas.

¿Cómo influyen en las propiedades de las sustancias?  

Punto de ebullición

Si las fuerzas intermoleculares son fuertes, se necesita más energía para separar las moléculas. Por eso, la sustancia tendrá mayor punto de ebullición.

Ejemplo:
El agua hierve a mayor temperatura que otras moléculas pequeñas porque forma puentes de hidrógeno.

Estado físico

Las fuerzas intermoleculares ayudan a explicar si una sustancia es gas, líquido o sólido a temperatura ambiente.

Fuerzas débiles: mayor tendencia a ser gas.

Fuerzas intermedias: mayor tendencia a ser líquido.

Fuerzas fuertes: mayor tendencia a ser sólido o líquido con alto punto de ebullición.

Solubilidad

Las sustancias polares suelen disolverse mejor en solventes polares.

Ejemplo:
La sal y el azúcar se disuelven en agua porque interactúan con moléculas polares de agua.

Las sustancias no polares suelen disolverse mejor en solventes no polares.

Ejemplo:
El aceite no se mezcla bien con agua porque el aceite es no polar y el agua es polar.

Viscosidad

La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir.

Si las moléculas se atraen con más fuerza, el líquido fluye más lentamente.

Ejemplo:
La miel es más viscosa que el agua porque sus moléculas tienen mayor atracción entre sí.

En conclusión:

Las fuerzas intermoleculares son atracciones entre moléculas que explican muchas propiedades físicas de las sustancias. Aunque no son enlaces químicos, permiten comprender por qué el agua es líquida, por qué el aceite no se mezcla con agua, por qué algunas sustancias hierven más rápido que otras y cómo se comportan los compuestos según el tipo de enlace que presentan.

Consolidación:

Los contenidos de este tema se consolidarán mediante el desarrollo de la práctica de laboratorio sugerida.

Práctica de laboratorio sugerida:

PRÁCTICA DE LABORATORIO #5: Comprobación experimental de enlaces iónicos, covalentes y metálicos.

Llevamos a cabo el desarrollo de la comprobación experimental de enlaces iónicos, covalentes y metálicos.

Nos basamos en las instrucciones dadas en la GUÍA DE PRACTICAS DE LABORATORIO que está adjunta al QUIMIOKIT, y observamos el siguiente material audiovisual para seguir sus instrucciones:

Después de haber desarrollado los experimentos, elaboramos el informe correspondiente (en la guía de prácticas de laboratorio), lo revisamos y calificamos con la RÚBRICA DE INFORMES DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO, la misma que fue socializada anteriormente y facilitada a los alumnos en Classroom.

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Sugerencia Rúbrica
RÚBRICA: Informe de prácticas de laboratorio.
https://docs.google.com/spreadsheets/d/1AWYMzSl6BPYz6TqUBBPIPP3pYw_eSEPDg9uTExkgh7s/edit?gid=0#gid=0

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NEE – Agregar el tipo de adaptaciones curriculares

Principio II: Pautas 6.1 – 6.3 – 6.4 
Principio III: Pautas 7.1 – 8.1 – 9.1
ALUMNO 1: Constante monitoreo. Dar tiempo adicional para el desarrollo de la actividad y se reduce el número de ejercicios o se modifican los ejercicios con un nivel de dificultad reducido, de acuerdo con sus necesidades académicas. 
ALUMNO 2: Constante monitoreo, Dar tiempo adicional para el desarrollo de la actividad y se reduce el número de ejercicios o se modifican los ejercicios con un nivel de dificultad reducido, de acuerdo con sus necesidades académicas.
ALUMNO 3: Constante monitoreo. Corroborar que el contenido entregado en clase haya sido comprendido por la estudiante mediante retroalimentación.