1. UNIVERSIDAD DISTRITAL FRANCISCO JOSE DE CALDAS
Jessica Viviana Gutiérrez Anzola
Angélica María Garzón Fontecha
COLEGIO LICEO FEMENINO MERCEDES NARIÑO
Jornada Tarde
Grado 10°
Docente. Monica Valencia
UNIDAD DIDÁCTICA: ENLACE QUÍMICO
Introducción
En el enlace químico juega un papel importante la configuración electrónica del último nivel de energía, llamada capa de valencia. De
esta configuración depende e tipo de enlace que se formara. En general se puede decir que cuando un ato o se combina con otro para
formar un compuesto, lo hace de tal manera que adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano. Lo anterior se puede
lograr a través de compartición, captación o transferencia de e.
Existen tres tipos fundamentales de enlace: metálico, iónico y covalente, que pueden formar cuatro tipo de sustancias diferentes, iónicas,
moleculares, covalentes y metálicas.
Para que cada tipo de enlace se forme debe de haber un desprendimiento de energía, el compuesto que se forma debe ser más estable que
los átomos que lo forman, de lo contrario no se formara un enlace.
Cuando dos átomos están separados no hay interacción entre ellos, sin embargo a medida que se acercan aparecen fuerzas de atracción
entre el núcleo de uno y la nube electrónica del otro y viceversa.
ACTIVIDAD 1. INICIAL.
1. Teniendo en cuenta los siguientes criterios, según el estado de su conocimiento sobre el concepto de una valoración adecuada:
1: No lo conozco/No lo hago
2. Quizás lo conozco un poco/quizás lo hago un poco
3: Lo entiendo/Lo comprendo muy poco/ Lo hago muy poco
3: Lo entiendo/Lo comprendo bien/ Lo hago bien
4: Lo puedo explicar a un compañero.
Concepto Conocimiento
El hielo es más denso que el a agua. Cuando el hielo se fusiona hay ruptura de enlaces de
1.
hidrogeno
El enlace O-H dentro de una molécula de agua es diferente del enlace entre dos moléculas de
2.
agua
3. Identifico que forma presenta la sal de cocina unida por enlace iónico
4. Identifico que forma presenta el agua unida por enlaces covalente
5. El caucho y el vidrio no conducen la electricidad porque sus enlaces no son metálicos
6. Una barra de hierro, está formada por enlaces de tipo metálico
El agua hirviendo, la mezcla de agua – sal y la fusión del hielo son ejemplos de rupturas de
7.
enlaces intermoleculares y iónicos.
8. Propongo ejemplos para los diferentes tipos de enlaces
9. Elaboro esquemas para clasificar sustancias según sus propiedades
10. Represento mediante estructura de Lewis diferentes compuestos químicos.
Elaboro diagramas teniendo en cuenta la geometría molecular de los diferentes compuestos
11.
químicos
12. Propongo hipótesis sobre el tipo de enlace cualquier sustancia
13. Presento las tareas y/o actividades puntualmente
Propongo actividades o preguntas para la clase, que me permitan profundizar o reforzar los
14.
temas
15. Demuestro actitudes de respeto, puntualidad, tolerancia y solidaridad dentro y fuera de la clase
16. Analizo para qué y por qué debo entender el concepto de enlace químico
2. Propiedades de las sustancias formadas por enlaces iónicos
La sal, el óxido de cobre, entre otros son sustancias solidas a temperatura ambiente. La fuerte atracción que existe entre los iones de la red
que los componen les impide movilidad, presentan altos puntos de fusión y ebullición, debido a que se requiere energía suficiente para
romper los enlaces.
(a) La estructura cristalina es muy estable, sin embargo es muy quebradiza pero también dura. ¿Cómo romper los enlaces? Tenga
en cuenta el significado de dureza.
(b) ¿Por qué los sólidos iónicos no conducen la electricidad a temperatura ambiente?
(c) ¿Cómo pueden llegar los sólidos cristalinos a ser buenos conductores de electricidad?
ACTIVIDAD 2. LÍNEA DEL TIEMPO. ASPECTO HISTÓRICO
Formar grupos de 5 estudiantes. Cada grupo elegirá o se le asignara un periodo representativo del modelaje del enlace químico, producto
de la evolución de las ideas científicas construidas por el ser humano a través del tiempo.
1. Primeros atomistas. Afinidad, fuerzas de amor y odio, forma de ganchos de los átomos, tablas de afinidad.
2. Siglo XVIII. Inicio de la electroquímica- Berzelius, principio dualista, cargas positivas y negativas.

2. 3. Siglo XIX. Concepto de valencia. Compuestos organometalicos- Kolbe y Frankland y Van´t hoff. Afinidad química.
4. Siglo XX. Lewis, Ostwald y Nernst. Organización de los electrones.
5. 1919. Perfeccionamiento del modelo de Lewis. Ley del octeto. Tipo de enlace covalente y electrovalente. Irving Langmiur.
6. Principios de la mecánica cuántica. Concepto de electronegatividad, definición de enlace químico por Linus Pauling.
Cada grupo deberá leer el anexo 1 “El enlace químico a través del tiempo” como guía para su exposición, para la presentación de cada
grupo se tendrán en cuenta los siguientes ítems.
- Concepto de enlace químico según la época.
- Personajes representativos.
- Concepto de afinidad según la época
- Analizar y dar su opinión ¿Cómo la evolución de la teoría del átomo contribuyo a la evolución de la teoría del enlace?
Cada grupo deberá llevar material de apoyo con el fin de construir una línea del tiempo en el aula de clase. Terminada la ronda de
exposiciones el grupo 6 deberá dar su opinión de lo que le hizo falta a la teoría anterior para que fuera remplazada por la suya, el grupo 5
continua realizando el mismo ejercicio, continua el 4, 3, 2 y 1.
ENLACE IÓNICO
¿Qué es un ión?
El núcleo de un átomo no cambia en los procesos químicos ordinarios pero los átomos pueden adquirir o perder electrones fácilmente. Si
un átomo neutro pierde o gana un electrón, se forma una partícula cargada llamada ión, un ión con carga positiva se denomina catión y
con carga negativa anión. Por ejemplo el átomo de sodio neutro tiene 11 protones y 11 electrones, pierde con facilidad 1 electrón. El
catión resultante tiene 11 protones y 10 electrones y por tanto tiene una carga neta de 1+. La carga neta de un ion se representa con un
superíndice +, 2+ y 3+ que indica la carga neta resultado de la pérdida de uno, dos o tres electrones respectivamente los superíndices -, 2-
y 3- representan cargas netas que resultan de la ganancia de uno, dos o tres electrones. El cloruro de sodio puede considerarse como
representativo de los compuestos iónicos porque es un metal con baja energía de ionización y un no metal con elevada afinidad por los
electrones.
Figura. 1 transferencia del electrón de valencia del átomo de sodio al átomo de cloro
La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Cada ion tiene un octeto de electrones. El octeto del
Na+ está formado por los electrones 2S2 2p6 que están en el nivel inferior al solitario electrón de valencia 3s1, del átomo de sodio.
Enlace iónico
Es debido a fuerzas de atracción electroestática entre cationes y aniones producidos por transferencia de electrones entre átomos de
elementos de elevada diferencia de electronegatividad.
En el caso de los compuestos iónicos se forma una red cristalina para que se produzca energía, analicemos la formación de NaCl a partir
de los átomos libres Na y Cl en estado gaseoso.
Figura 2. El NaCl es un sólido en, en el que 6 iones de Cl- rodean 1 de Na+ y a su vez 6 iones de Na+ rodean 1 de Cl- formando una red
tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un ion de cloro por cada ion de sodio.
Para este fenómeno es conveniente utilizar el diagrama de Lewis o representación electrónica, según el cual el símbolo del elemento
representa su núcleo y los electrones las capas internas, los puntos o viñetas representaran los electrones de la capa de valencia
Na, Z= 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl, Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
El átomo de sodio tiene un electrón en su último nivel de energía, tenderá a perder quedándose cargado positivamente, al cloro le falta un
electrón para completar su capa, captara el electrón del sodio incorporándolo al orbital 3p.

3. Considera los átomos de Na y Cl separados y en estado gaseoso, se acercan para formar un enlace, en un principio se libera energía por
atracción de iones, pero cuando ya están muy cercanos se dan fuertes repulsiones entre los electrones y los núcleos de cada ion, por lo
tanto existe una distancia interiónica para que la energía potencial electrostática pase por un mínimo y en consecuencia se libere la
máxima energía.
La energía liberada al acercarse el ion de sodio y cloro es de – 580.4 KJ/ mol, sin embargo la cantidad de energía liberada es mayor para
la formación de la red cristalina debido a que un ion de Cl - es atraído por más de un ion de Na+ y viceversa.
Las sustancias iónicas pueden cristalizarse en varios tipos de redes, esto dependerá de los tamaños de los iones y de la carga que posean.
ACTIVIDAD 3. ELECTRONES EN REJILLAS.
Construya tres rejillas con 2, 8 y 8 cajas en cada una, alineadas como para representar a los electrones. Las cajas deben ser
suficientemente grandes para poner dentro una canica pequeña. Para empezar, ponga 11 canicas en una rejilla, arreglados en una
distribución 2.8.1 que representa a los electrones en un átomo de sodio y 17 canicas en una segunda rejilla, en una distribución 2.8.7, para
representar a los electrones de un átomo de cloro.
1. ¿Cómo pueden los átomos de sodio y de cloro arreglar sus electrones para que se llenen todos los espacios?
2. Mueva la canica solitaria del espacio que representa el “átomo de sodio” al “átomo de cloro”.
3. ¿Qué puede ocurrir si el magnesio sustituye al sodio? Represente un “átomo de magnesio”
4. ¿Cómo podrían el magnesio y el cloro arreglar sus electrones de manera que se llenasen todos los espacios?
5. Realice el mismo ejercicio para el BaCl2, KI, AlF3, BaS, NaS, FeO, AgCl, KBr, CaO.
Propiedades de las sustancias iónicas
I. Debido a que están formadas por iones sus fuerzas electrostáticas son muy fuertes, y tendrán puntos de fusión y ebullición altos.
II. En estado sólido no condicen electricidad ya que sus iones están en posiciones fijas, pero al fundirse o disolverse en agua los
iones de la red cristalina quedan en libertad y tienen la capacidad de conducir la electricidad. No todas las sustancias que se
disuelven en iones son iónicas, también algunas sustancias como HCl y H2SO4 que son sustancias covalentes polares.
III. Son sólidos muy duros por que las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que al
haber un ordenamiento en la red, pequeños deslizamientos hacen que las fuerzas de atracción pasen a ser de repulsión y la red se
rompa
CICLO BORN- HABER
Observa la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente reacción:
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s)
La reacción anterior tiene lugar en varios pasos:
1. El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí. Para ello habrá que aportar la energía de
sublimación del Sodio:
Na (s) + Esublimación → Na (g)
2. Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ión positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la
energía de ionización del Sodio:
Na (g) + Eionización → Na + (g) + 1 e-
3. El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es diatómico. Para ello tendremos que aportar la
mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo
habrá que disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.
½ Cl2 (g) + ½ Edisociación → Cl (g)

4. 4. Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para transformarlo en un ion negativo. Para ello
tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero
en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida):
Cl (g) + 1 e- → Cl - (g) + Eafinidad
ACTIVIDAD 4. JUEGO DE CATIONES Y ANIONES
El juego consiste en la combinación de cartas aplicando el principio de la neutralización de cargas eléctricas; en este caso, los aniones con
los cationes, igualando el número de signos contrarios, según se ilustran en la figura.
El círculo de prohibido impide formar compuestos repetidos o que no existen. El compuesto que se forme con dos diamantes permitirá
ganar el juego. Cuando ninguno de los jugadores gana con un par de diamantes entonces gana quien se quede sin cartas o con el mínimo
de cargas eléctricas.
Las cartas serán elaboradas por las autoras de esta unidad y multiplicadas a las estudiantes.
ENLACE COVALENTE
Fundamentos del enlace covalente
A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente se da entre elementos de electronegatividad alta y muy parecida (átomos de elementos
no metálicos), además en vez de una transferencia de electrones, se produce una compartición de pares de electrones, que se concentran
entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran
configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es más fuerte y su formación también implica
una liberación de energía.
Un ejemplo claro de este tipo de enlace es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se presenta como una molécula formada por 2
átomos de cloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la compartición de 2
electrones
El átomo de cloro tiene en su última capa siete electrones, por tanto para adquirir la estructura electrónica de gas noble, tiene tendencia a
ganar un electrón, consiguiendo una configuración electrónica estable. Al encontrarse dos átomos de cloro, lo que ocurre es que
comparten un par de electrones, de manera que cada átomo adquiere ocho electrones en su nivel externo, seis no compartidos y dos
compartidos. El par de electrones compartidos es entonces el que constituye el enlace covalente

5. Clasificación de los enlaces covalentes
Según el número de pares electrónicos compartidos:
a. Enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Por
ejemplo:
La molécula de Hidrógeno (H2) La molécula de cloro (Cl 2)
Sulfuro de Hidrogeno (H2S)
b. Enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos
átomos. Por ejemplo:
La molécula de Oxígeno (O2)
c. Enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos
átomos. Por ejemplo:
La molécula de Nitrógeno (N2)
Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el
enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo).
Según la estabilidad química los enlaces pueden ser sigma (σ) o pi (π), en forma práctica estos enlaces se reconocen así:
Enlace Simple Enlace Doble Enlace Triple
Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico compartido:
a. Enlace covalente: Cada átomo aporta un electrón a la formación del enlace. Por ejemplo:
El Cloruro de Berilio (BeCl2)
b. Enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo
átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos.
Cloruro amónico (NH4Cl)
Este es un compuesto iónico que forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un átomo sino una especie poliatómica
en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo, uno de los H ha perdido un e - y forma con el
par de electrones que tiene el N, un enlace covalente coordinado.
Según su polaridad:
a. Enlace covalente apolar o puro: Es cuando los átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la
misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual. Por ejemplo:
El Hidrogeno (H2)
Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero: ∆EN = 0

6. b. Enlace Covalente Polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos.
En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico
constituye el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.
Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos
pero no por igual. Por ejemplo:
En la molécula de HCl el átomo de cloro es más electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica
hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y
una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar. Otros ejemplos son:
Yoduro de Hidrógeno (HI) El cloruro de hidrógeno (HCl)
Hidruro de oxígeno (H2O)
Donde:
+/- δ: carga parcial
μ: momento dipolar del enlace, es aquel parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace.
Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0
Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis
Como ya hemos visto, cuando se forma un enlace entre dos no-metales, debido a que las electronegatividades de estos elementos son
similares, el enlace formado no tiene carácter iónico, ya que los electrones son “compartidos” y se encuentran normalmente apareados, lo
que se denomina enlace covalente.
Consideremos la formación de dos moléculas diatómicas homonucleares, la molécula F 2 (Grupo VIIA) y la molécula N2 (Grupo VA)
como sabemos los electrones de valencia son iguales al grupo del elemento en la tabla periódica por tanto ya que en F2 hay formación de
un enlace simple mientras que en N2 se forma un enlace triple la representación seria de la siguiente manera:
Estas fórmulas de puntos se denominan Estructuras de Lewis (G.N. Lewis las propuso en 1916). En esta formulación se enfatiza el
hecho que los átomos en moléculas covalentes tienden a alcanzar la configuración del gas noble más cercano, normalmente con un octeto
de electrones.
En la actualidad, se sabe que las estructuras de Lewis, son un método efectivo para predecir la estructura geométrica de las moléculas de
cualquier compuesto. Por lo anterior, es de primordial importancia saber dibujar la estructura de Lewis correcta para una molécula.
Generalmente se en los libros de texto se presenta da una metodología para establecer estructuras de Lewis basándose principalmente en
que todos los átomos deben de completar ocho electrones en su capa de valencia; sin embargo, en éste método se pueden presentar ciertas
dificultades cuando se tienen átomos hipervalentes; es decir, que pueden tener más de ocho electrones en su última capa.
Otros métodos se basan en determinar el número total de electrones de valencia para posteriormente calcular el número de electrones de
enlace. Sin embargo, también se presentan dificultades cuando se tiene un molécula que presenta carga formal (ion positivo o negativo); o
bien, si la molécula tiene dobles o triples enlaces. Adicionalmente a lo anterior, para dibujar estructuras de Lewis, se requiere cierta
experiencia en la formación de enlaces químicos.
Por tanto se presenta la siguiente metodología que es menos compleja que otras y comprende los puntos siguientes:
 Se dibuja la estructura de Lewis de los átomos individuales.
 Se elige al átomo central considerando los criterios siguientes:
i) El átomo central no se repite.
ii) Si dos o más átomos cumplen con lo anterior, el átomo central es aquel que tiene el mayor número de electrones de valencia.
iii) Si dos o más átomos cumplen con lo anterior, el átomo central será el menos electronegativo.
 Se forman enlaces:
i) Primero, se forman enlaces entre el átomo central y los átomos más electronegativos.
ii) Después, se forman enlaces entre los átomos más electronegativos y los átomos restantes, evitando que los átomos más
electronegativos excedan de ocho electrones.

7. iii) Si todavía quedan átomos por unir, éstos se unen al átomo central.
 Si la molécula está cargada, se asignan las cargas formales a los átomos adecuados, considerando que, mientras menos cargas tenga
un átomo, más estable es, entonces:
i) Si la molécula tiene carga negativa, se adicionan electrones a los átomos más electronegativos, tantos electrones como cargas
negativas tenga la molécula. Los átomos más electronegativos no deben exceder de ocho electrones.
ii) Si la molécula tiene carga positiva, se quitan electrones a los átomos menos electronegativos, tantos electrones como cargas
positivas tenga la molécula.
 Se verifica en que átomos quedaron electrones desapareados:
i) Si quedaron en átomos adyacentes, se emplean esos electrones para formar otro enlace entre ambos átomos.
ii) Si quedaron en átomos enlazados a un mismo átomo con pares electrónicos libres; entonces, se forman dos enlaces más entre
el átomo con pares electrónicos libres y los dos átomos con electrones desapareados.
 Finalmente, cuando la molécula tiene dobles enlaces; se presenta el fenómeno de resonancia, que consiste en que, el átomo más
electronegativo de los que forman el doble enlace, se lleva consigo uno de los pares electrónicos de enlace, adquiriendo una carga
formal negativa y dejando al otro átomo con una carga formal positiva.
Cabe mencionar que esta metodología no es infalible para establecer la estructura de Lewis de cualquier molécula, ya que al igual que
otras, es poco útil cuando se requiere determinar la estructura de Lewis de una molécula orgánica, debido a la gran cantidad de estructuras
que se pueden tener para una misma fórmula molecular; así también existen moléculas inorgánicas poco comunes para las cuales ésta
metodología no es aplicable.
Ahora es momento de poner práctica la metodología recomendada.
EJEMPLO 1: Para la molécula de HClO3, se tendría:
Paso 1: Se dibuja la estructura de Lewis de los átomos individuales.
Paso 2: En este caso el átomo central es el cloro, por tener un mayor número de electrones de valencia.
Paso 3: Se forman enlaces entre el átomo central (Cl) y los átomos más electronegativos (O).
Posteriormente, solo queda un átomo de H, por lo cual se forma un enlace entre éste y uno de los átomos de O.
También se puede escribir como:
La molécula no está cargada, por lo que se evita el paso 4.
Paso 5: Como se observa, queda un electrón no apareado en cada uno de los O laterales; de tal manera que, se forman dos dobles enlaces
con el átomo de Cl, quedando éste con un par electrónico libre y cada uno de los átomos de O con dos pares electrónicos libres.
Paso 6: Debido a que la molécula tiene dobles enlaces, se presenta el fenómeno de resonancia; por lo que, cualquiera de las estructuras de
Lewis siguientes es correcta para el ácido clórico.

8. EJEMPLO 2: Para la molécula HCO3- se tendría:
Paso 1 Paso 2 Paso 3
Paso 4: Como la molécula tiene una carga negativa, se le adiciona un electrón a uno de los átomos de oxígeno, el cual va a adquirir una
carga formal negativa.
También se puede escribir como:
Paso 5:
Paso 6: Cualquiera de las estructura de Lewis que se muestra a continuación, es correcta para el ion bicarbonato.
EJEMPLO 3: Para el ion AsF4+, se tendría:
Paso 1 Paso 2 Paso 3
Paso 4: Como la molécula tiene una carga positiva, se le quita un electrón al átomo de As, por lo que adquiere una carga formal positiva.
También se puede escribir como:
Debido a que no quedan electrones desapareados y que la molécula no tiene dobles enlaces, se evitan los pasos 5 y 6.
ACTIVIDAD 5 PONIENDO EN PRÁCTICA LA LEY DEL OCTETO Y LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
Se presentara a las estudiantes un modelo de los electrones de valencia representados por colores, de la manera que se muestra a
continuación
Color
No de e- de 1 2 3 4 5 6 7
valencia
Las estudiantes deberán interactuar con las distintas bolitas de colores formando las diferentes moléculas posibles estableciendo diferentes
elementos para cada numero de electrones de valencia, teniendo en cuenta claro está, el ordenamiento en la tabla periódica y por tanto la
configuración electrónica de cada elemento.
Por ejemplo:
De manera similar se realizara entonces con las diferentes combinaciones posibles

9. ACTIVIDAD 6 OBSERVANDO LOS ENLACES
Ingresa a la página correspondiente al link que se muestra a continuación:
http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/reaction/bonding1.swf
Debe aparecerte una animación como la que se muestra en la siguiente imagen:
Interactúa con la animación uniendo los diferentes elementos de tal manera que crees por lo menos cinco enlaces de carácter covalente
explicando para cada uno de ellos:
 Formula molecular
 Nombre de la molécula
 Tipo de enlace covalente que presenta
 Representación de la estructura de Lewis
Expresa en un pequeño párrafo la impresión que tuviste de la animación expresando curiosidades que tengas acerca de la misma o
situaciones que te llamaran la atención de la animación.
ACTIVIDAD 7 CON LAS CARTAS EN LA MESA
Cada estudiante deberá elaborar 18 cartas de los elementos químicos correspondientes a los periodos 1, 2, y 3 que deberán presentarse con
el formato que se muestra a continuación:
El objetivo del juego consiste en vencer al oponente de forma estratégica utilizando las propiedades de los elementos para formar
moléculas teniendo claro que debe cumplirse con la regla del octeto, y establecer así diferentes tipos de enlaces entre los elementos
esquematizando las estructuras de Lewis correspondientes para cada uno.
Puede jugarse de manera solitaria pero también por grupos de 4 estudiantes, sin embargo si se juega de manera grupal es indispensable la
presencia de una coordinadora, quien establecerá la validez o no del enlace formado, dependiendo de la esquematización de la estructura
de Lewis presentada y su estrategia de juego.
Las reglas del juego son
 El coordinador reunirá el total de las cartas (las 18 cartas de cada estudiante) barajándolas muy bien para finalmente repartir 4 cartas
para cada estudiante.
 Para formar los enlaces entre las posibles moléculas puede robarse una carta a la vez bien sea del mazo de cartas (cubiertas) o de la
carta arrojada por parte de la compañera anterior (visibles), sin embargo es indispensable que en todo momento del juego, la
estudiante no posea más de cuatro cartas.
 Las estudiantes del grupo deben contar con un blog de notas donde puedan esquematizar las estructuras de Lewis de las respectivas
moléculas que están formando.
 Los comodines son las cartas correspondientes a los elementos conocidos como gases nobles, la aparición de una de estas cartas
proporciona inmediatamente un punto a la estudiante que lo posea (debe tenerse en cuenta que debe realizarse la representación de la
estructura de Lewis), la acumulación de tres de estos puntos implica una molécula.
 La ganadora se establece una vez alguna de las estudiantes del grupo complete un total de 5 moléculas con sus respectivas
representaciones de estructuras de Lewis.

10. Estructuras espaciales de las moléculas
La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer
correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas,
como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc.
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares
electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud
de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí.
Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente,
debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo.
N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres
Por ejemplo el dióxido de carbono CO2
Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número
de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para
ello, deberán oponerse entre sí 180°
Por tanto, dado que los tres átomos pueden ser colocados a lo largo de una línea recta, decimos que la geometría de la molécula de
CO2 es lineal. Observa la hibridación del carbono: es sp
A continuación se presenta una tabla con las estructuras geométricas de las moléculas más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas.
Para deducirlas debes tener en cuenta los siguientes aspectos:
a. El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te ayudará a determinar la forma espacial de la
molécula.
b. Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.
c. Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son iguales o no, ya que la
diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o no de la molécula.
d. Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la molécula contarán como si
fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes
serán mayores.
Tabla 1. Eestructuras geométricas de las algunas moléculas
Pares de electrones del átomo Pares Pares no Forma Geométrica Ejemplo
central enlazantes enlazante
s

11. ACTIVIDAD 8 MODELANDO LAS MOLÉCULAS
Con el modelo de estructura molecular representa las moléculas que se muestran a continuación. No olvides colocar correctamente los
ángulos dependiendo del tipo de molécula que sea y representar la estructura de Lewis que creas correcta.
Molécula Forma de la molécula Estructura de Lewis
CO
SiCl4
PH3
ICl3
SbCl5
SO2
Propiedades de los compuestos con enlace covalente:
Hay que distinguir entre aquellos en los que la formación de enlaces de tipo covalente da lugar a compuestos moleculares y otros en los
que se forman redes tridimensionales:
Las redes covalentes se forman por átomos que se unen entre sí por uniones covalentes, por ello la fuerza de unión es fuerte. Las
propiedades de este tipo de compuesto vendrán definidas por este hecho:
 Presentan elevados puntos de fusión (generalmente subliman si se sigue calentando)
 Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.

12.  Suelen ser duros.
 Suelen ser malos conductores de la electricidad.
Son sustancias de este tipo el diamante, SiO2 (cuarzo), carburo de silicio (Si2C), nitruro de boro (BN), etc.
Las sustancias covalentes moleculares se caracterizan porque sus átomos se unen mediante enlaces covalentes, pero forman entidades
moleculares individuales. Estas interaccionan entre sí mediante fuerzas intermoleculares, siendo el tipo de fuerza intermolecular presente
la responsable de las propiedades que presentan las sustancias:
 Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición
no son elevados, aunque serán mayores cuando la fuerza intermolecular que une a las moléculas sea más intensa.
 Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las fuerzas intermoleculares.
 La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad similar. Los compuestos polares se disuelven en
disolventes polares, los apolares en los disolventes apolares.
 En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la
polaridad de las moléculas.
Son muchas las sustancias de este tipo: H2, Br2, H2O, NH3, compuestos orgánicos, etc.
ENLACE METALICO
Los metales se caracterizan por ser buenos conductores de calor y de electricidad, tiene pocos electrones en su capa de valencia y bajo
potencial de ionización.
Los compuestos formados entre metales se llaman aleaciones y no obedecen a las reglas de la estequiometria, así, el cobre se puede
disolver en zinc en cantidades que pueden variar significativamente, esta mezcla se conoce como latón y como no posee una composición
definida se clasifica como una disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces metálicos. Aun no se conoce un modelo que
explique satisfactoriamente la unión de los átomos de los metales. Estudios de rayos x confirman que en la red cristalina existen iones, sin
embargo el modelo de enlace iónico involucra transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Tampoco puede estar
formado por enlaces covalentes debido a que los electrones estarían localizados y los metales no conducirían la electricidad.
Para explicar el enlace metálico se consideran dos teorías el modelo de gas de electrones y la teoría de bandas.
Modelo de gas de electrones.
Está basado en la intuición más que en conocimiento científico y está sustentado de la siguiente manera:
1. Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedando cargados positivamente.
2. Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende del tamaño de los cationes del
metal.
3. Los electrones de valencia ya no pertenecen a cada ion sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen
un gas de electrones, neutralizando la carga positiva.
4. El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la
atracción electrostática con los cationes.
El modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube electrónica que interacciona
simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la conductividad eléctrica de los metales.
Teoría de bandas.
La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría del orbital molecular (TOM) que estudia la molécula como
un conjunto de núcleos y electrones, los orbitales moleculares están formados por orbitales atómicos con energías muy parecidas, tan
próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan los que se denomina banda de energía.
Aunque los electrones van llenando sus orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas que pueden ocupar
cualquier posición dentro de la banda.
- La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la
banda formada por orbitales moleculares vacios se llama banda de conducción. En los metales, sustancias conductoras, la
banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción que esta vacía. Disponiendo orbitales moleculares
vacios que los electrones pueden ocupar con un mínimo aporte de energía esto explica porque un material puede conducir la
corriente eléctrica.
- En los semiconductores y aislantes la banda de valencia y la de conducción no se solapan, existe una zona intermedia llamada
banda prohibida. En los semiconductores como el silicio y el germanio el grosor de la banda no es tan grande y los electrones
con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción.

13. Propiedades de las sustancias metálicas
I. Densidad: El empaquetamiento compacto de las redes cristalinas ocasionan que las densidades de los metales sean
generalmente altas.
II. Puntos de fusión y ebullición. Dependen de dos factores, a. Tamaño. A medida que el tamaño del ion es mayor, el
punto de ebullición disminuye. B. el número de electrones cedidos por cada átomo. Si aumenta el número de
electrones cedidos el punto de fusión será más alto.
III. Son buenos conductores de la electricidad, ya que los electrones de la nube electrónica se pueden mover con total
libertad. Por la misma razón si los metales se calientan, lo electrones adquieren mayor energía cinética que se va
trasladando por todo el metal.
IV. Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento y maleables (se pueden la minar) debido a la naturaleza de las
fuerzas que mantienen unido al solido.
V. Debido a la movilidad de electrones son capaces de absorber y después remitir longitudes de onda de la luz visible,
por eso en general tiene un color negruzco y opaco.
A continuación se resumen las propiedades y ejemplos de sustancias iónicas, moleculares y metálicas.
BIBLIOGRAFIA
Brown, T.L., Lemay, H.e. y Bursten, B.E. (1998). Química: La ciencia central. Editorial Prentice Hall.
Chamizo, J. (1992). Modelos de enlace químico. Elementos, Ciencia y Cultura, 28-32.
De Posada, J. M. (1999). Concepciones de los alumnos sobre el enlace químico antes, durante y después de la enseñanza formal.
Problemas del aprendizaje. Enseñanza de las Ciencias 227-245.
García-Franco, A. y Garritz, A. (2006). Desarrollo de una unidad didáctica: el estudio del enlace químico en el bachillerato.
Enseñanza de las Ciencias, 24(1) ,111-124.
Kind, V., (2004) Más allá de las apariencias. Ideas previas de los estudiantes sobre conceptos básicos de química. México:
Santillana/Facultad de Química, UNAM, 2004
Umland J, Bellama J. (2001) Química General. 3rd ed. México: Thomson editores; 1017 p

14. Anexo1. Lectura Guia “El enlace químico a través del tiempo”1
El enlace químico a través del tiempo
Es posible que alguna vez te hayas preguntado ¿por qué los átomos de Hidrógeno y Oxígeno se unen para formar la molécula de agua?
¿Por qué al mezclar hidrogeno y oxigeno y generar una chispa eléctrica ocurre una explosión que libera una gran cantidad de calor y se
forma agua? ¿Acaso existe en el microcosmos un pegamento ó una fuerza misteriosa y oculta que permite a los átomos mantenerse
unidos? Estos mismos interrogantes han rondado en la cabeza de muchos seres humanos, quienes han buscado respuesta para explicar
estos fenómenos y así comprender el mundo que los rodea.
Antes de iniciar nuestra búsqueda por la línea del tiempo para dar respuestas a tus preguntas, es importante considerar, que la
construcción del conocimiento surge de la necesidad de tener modelos del comportamiento de la naturaleza que nos permita tener una
mejor interacción con ella, y nos ayuden a garantizar, en primer lugar, nuestra sobrevivencia y después nuestro bienestar. Los modelos o
conceptos que creamos con este objetivo dependen de diversos factores tales como el medio ambiente, el entorno cultural, los métodos de
producción, la economía, la religión, el grado de avance tecnológico y científico, etc. Es por esto, que se habla de una historia de las ideas
científicas, o en otras palabras una evolución de las ideas científicas.
Teniendo en cuenta lo antedicho, comencemos nuestro viaje histórico por la cultura griega, pues, el interés científico del ser humano
inicialmente se había centrado en explicar la naturaleza del universo y algunas escuelas filosóficas griegas recurrieron a elementos
presentes en su entorno (como agua, fuego, tierra entre otros), para describir la constitución del mismo, atribuyendo al principio de los
contrarios, planteado por Heráclito, la responsabilidad de la integración y asociación de dichos elementos para conformar el mundo y el
hombre.
El filósofo griego Empédocles propuso la doctrina de la afinidad como la responsable de la combinación o separación de las minúsculas
partículas constituyentes de los objetos, pero bajo el principio del odio y del amor como ingredientes adjuntos a la materia.
La visión atomista griega se transformó con los planteamientos de Epicuro, quien se interesó en comprender los mecanismos por los
cuales los átomos se unían, para él los átomos son partículas sólidas de diversas apariencias geométricas, con hendiduras y protuberancias
en forma de ganchos o anclas en constante movimiento, que se chocan y enganchan unos con otros por medio de sus protuberancias, de
este modo, se atribuye la formación de enlaces al movimiento libre, declinado y espontáneo de los átomos.
Continuando con la línea del tiempo, nos encontramos con las ideas de los alquimistas, quienes explicaban las combinaciones de las
sustancias a través de la doctrina de los contrarios y de las fuerzas del amor y el odio, que fueron adoptadas de las ideas aristotélicas, estas
resurgieron el principio de los contrarios de Heráclito, pero concebido a través de cuatro cualidades, cuyas combinaciones generaban
transformaciones en los elementos.
Aunque las ideas aristotélicas perduraron hasta el siglo XVII cuando resurge una filosofía mecánica que buscaba explicar la naturaleza del
universo, sin acudir a fuerzas ocultas y misteriosas sino en función de una base mecánica.
En este escenario apareció Robert Boyle, quien retomó la teoría atómica, asumiendo que la materia estaba formada por partículas
pequeñas, cuya variedad de tamaños, formas y movimientos, les permitían por mutuo ensamblaje ejercer una atracción y afinidad, de esta
manera, dio un giro a la explicación de la asociación entre átomos y así los conceptos “simpatía y odio” dejaron de emplearse para
explicar la unión entre partículas.
Las ideas de Boyle fueron aceptadas por Isaac Newton, apasionado atomista interesado en explicar algunos aspectos de la naturaleza
química de la materia, entre los cuales se destaca, la unión entre las partículas. Las ideas Newtonianas enunciaban que toda partícula
estaba equipada de una fuerza atractiva, responsable de las interacciones y uniones entre ellas, idea que fue adquiriendo importancia para
los químicos del siglo XVIII, quienes elaboraron tablas de afinidad para expresar la capacidad de reacción y predecir la formación de
compuestos en reacciones.
Al inicio del siglo XIX con la teoría atómica de Dalton da un nuevo giro al estudio de la naturaleza de la materia, ya que apunta a
demostrar desde un punto de vista experimental su carácter atómico, paralelamente científicos como Galvani, Volta, Gay-Lussac y
Humphry Davy desarrollaron teorías con respecto al origen de la electricidad y su incidencia en el comportamiento químico de las
sustancias, así surge una nueva rama de la química “la electroquímica”.
Los postulados de la electroquímica plantearon la asociación de las fuerzas de interacción entre átomos con la fuerza generada por la
electricidad, prediciendo un carácter eléctrico incorporado al enlace químico. La teoría electroquímica avanzó notablemente con los
aportes del químico sueco Jöns Jakob Berzelius, quien:
o Se basó en un principio dualísta, en donde los átomos manifestaban una polaridad, pues poseían una carga positiva y otra
negativa.
o Consideró que toda combinación química dependía sólo de las fuerzas opuestas, las cuales se atraían en un proceso de
neutralización de las cargas, produciendo a menudo ya fuera fuego, luz o calor.
o Estableció una clasificación de los elementos en electropositivos y electronegativos, según su electroafinidad y la carga
adquirida por estos, ya fuera por contacto o por ordenamiento.
o Empleó el concepto de polaridad, primero para definir en términos físicos la afinidad y segundo para determinar cuándo se
forma un enlace químico.
o Estableció una relación directa, entre la polaridad del átomo, elemento o compuesto y su tendencia a enlazarse con otros.
La teoría electroquímica de Berzelius a principios del siglo XIX fue un modelo muy sólido y universal, pues unificaba de manera
contundente los principios universales de química, física y matemáticas conocidos hasta la fecha, en esencia su teoría planteaba que la
fuerza de atracción entre la electricidad positiva y la electricidad negativa era la gestora del enlace químico, además servía para explicar
los diversos fenómenos electroquímicos y la causa de que la afinidad mantuviera unidos a compuestos, no obstante, esta teoría no era
aplicable a todos los fenómenos químicos, en especial a los presentados en los compuestos orgánicos.
En 1852 con el estudio de los compuestos organometálicos, los químicos Kolbe y Frankland revelaron que el poder de combinación de un
elemento atractivo se compensa siempre con el mismo número de átomos con el que se une, indiferente del carácter de los átomos, esta
idea daría más adelante origen al concepto de valencia.
A finales del siglo XIX con los aportes Wilhem Ostwald y las contribuciones de Van´t Hoff sobre la teoría de la afinidad, se integraron
los principios de la termodinámica y distintos elementos de la fisicoquímica, ampliando el concepto de afinidad química, el cual
contribuyó a la comprensión del enlace químico.
1
tomado de: propuesta didáctica para la enseñanza del concepto de enlace químico en la educación media vocacional a partir del concepto de densidad
de carga

15. En el inicio del siglo XX resurge el interés por explicar la naturaleza del enlace químico, al retomar los estudios sobre el átomo y su
estructura, pues, se generaron nuevos modelos atómicos, como el de Gilbert Newton Lewis, quien trabajo en 1900 con Ostwald y Nernst,
en su modelo atómico, este describe la organización de los electrones en cubos concéntricos, así, sí el cubo externo estaba incompleto sus
electrones podían ser cedidos a otro átomo, para que este completara su cubo externo ó viceversa, podía recibir electrones de otro átomo,
de esta manera llenaba su propio cubo externo, al hacer este tipo de planteamientos, sin pensarlo su modelo apuntaba a ser una teoría de
enlace, dando otro sentido al concepto de enlaces de afinidad, trabajado en la química orgánica.
En 1919 Irving Langmuir perfecciona el modelo de enlace de Lewis, estableciendo dos tipos de enlace: el covalente y el electrovalente, a
su vez enuncia la ley del octeto, e introduce el concepto de carga formal e isomería.
El planteamiento de nuevos modelos atómicos a principios del siglo XX continuó en la medida que los físicos y químicos, identificaron a
los electrones y protones como partículas subatómicas eléctricamente positivas y negativas que constituían al átomo y a su vez,
concibieron la estructura atómica acorde a las leyes de la física cuántica, y por lo tanto, estos mismos principios se emplearon en la
explicación del enlace químico.
Una de las primeras aplicaciones de la mecánica cuántica a la química, fue calcular la energía de formación de la molécula de Hidrógeno,
aspecto trabajado en 1927 por los físicos Walter Heiter y Fritz London, quienes lograron explicar el intercambio de electrones cuando
están próximos dos átomos de hidrógenos, así se explicaba el enlace covalente, surgiendo una nueva teoría de enlace “la teoría de Orbital
Atómico (OA)”. Estas ideas fueron tomadas por Slater, Born, Weyl y en especial por Linus Pauling, quienes las aplicaron al estudio de
moléculas más complejas, con lo cual, se desarrolló la Teoría de Enlace de Valencia (TEV).
Linus Pauling en su libro Naturaleza del enlace químico compila los aspectos básicos y fundamentales sobre el enlace químico,
definiéndolo como las fuerzas que actúan entre dos o más grupos de átomos para formar un agregado estable, que es considerado como
una especie molecular. Además desarrolló el concepto empírico de electronegatividad y lo definió como la energía de atracción de los
electrones en un enlace covalente, por otro lado, postuló que la distribución de la nube de electrones, representa la probabilidad de
encontrar un electrón en diferentes puntos en el espacio, donde se mostraba la mayor probabilidad de formación de enlaces químicos y de
valencia.
Finalmente, en la segunda mitad del siglo XX se proponen dos nuevas teorías, una corresponde a de los átomos en la molécula (AIM), en
donde los átomos se vinculan por una vía de enlace y comparten una superficie interatómica, generando una interacción enlazante. En
1929 con el modelo desarrollado por Llewellyn Thomas y Enrico Fermi se plantea la teoría funcional de la densidad, esta se centra en las
distribuciones de densidad electrónica, definiendo al enlace químico como el resultado de la acumulación de densidad de carga negativa
en la región entre los núcleos en una medida suficiente para equilibrar las fuerzas de repulsión nuclear, actualmente esta teoría se emplea
por ejemplo para calcular la energía de enlace de las moléculas, entre otras cosas.

16. Anexo 2 Practica experimental “Conductividad y enlace”
COLEGIO LICEO FEMENINO MERCEDES NARIÑO
Jornada Tarde
GUIA DE LABORATORIO 1
Conductividad y enlace
ASIGNATURA: Química
GRADO: Décimo
TEMA: Enlace Químico
SESIÓN: Trabajo experimental
OBJETIVO
- Identificar sustancias con enlaces ionicos.
- Diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente.
TIPOS DE ENLACE
El Enlace iónico (o electrovalente); se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia
de otro, 16trayéndose16ose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y 16trayéndose entre sí electrostáticamente. Esta atracción
electrostática entre los iones de carga contraria es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas
contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica.
Enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos.
En un enlace covalente ordinario el par electrónico (o pares de electrones en caso de enlaces dobles y triples), está formado por aportes
equitativos de cada átomo.
Enlace covalente coordinado se forma cuando uno de los átomos aporta el par electrónico y el otro, el orbital vacante.
Enlace covalente no polar se origina entre dos átomos iguales o con las electronegatividades iguales, lo que conduce a la distribución
simétrica de la densidad electrónica alrededor de los núcleos de ambos átomos.
Enlace covalente polar se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades, lo que conduce a la distribución desigual de la
densidad electrónica con respecto a los núcleos y la aparición de las cargas parciales de signo contrario.
MATERIALES Y EQUIPOS
6 Vasos de precipitado 250mL, NaCl, Urea, CuSO4, Azúcar, KNO3, agua, montaje con bombillo baja potencia 6V o 9V, agitador.
METODOLOGIA
Marque los vasos de precipitado de acuerdo a la sustancia que disolverá. Vierta en cada uno aproximadamente 150 mL de agua y agregue
una pequeña cantidad del compuesto correspondiente..
Revise el circuito figura 1 poniendo en contacto los dos electrodos fuera del agua; el bombillo debe encender. A continuación introduzca
los electrodos en la solución de NaCl, observe y anote los resultados, luego retire los electrodos de la solución NaCl, En cada muestra
lavar perfectamente los electrodos con agua destilada y secarlos con una toalla de papel, aunque no se vean manchados. Realice el mismo
ejercicio con las demás soluciones. Registre los resultados en la tabla 1.
Figura 1. Montaje para determinar la conductividad de una solución.

17. RESULTADOS
Tabla 1. Conductividad de la solución
comp. Covalente electrólito
intensidad comp.
Compuesto
foco Iónico no electrólito
polar No polar fuerte débil
Agua potable
NaCl
Urea
CuSO4
Azucar
KNO3
Bicarbonato de sodio
NaHCO3
Glicerina
Jugo de naranja o leche
Proponga 2 hipótesis antes de comenzar la práctica
- ¿Cuáles sustancias están formadas por enlaces iónicos?
- ¿Cuáles son los electrolitos fuetes?
- ¿Qué relación encuentras entre la capacidad de conducir electricidad de las sustancias y el tipo de enlace que éstas presentan?
- ¿Cómo puedes relacionar la intensidad de luz que observaste en el foco con el tipo de enlace de cada solución?
- ¿Con base en tus resultados menciona qué tipo de enlace presenta el jugo de naranja o leche, que utilizaste en los experimentos?
BIBLIOGRAFIA
- Colegio de bachilleres del estado de baja california sur, 2011 Manual de prácticas de Laboratorio Química I. México.
- http://es.scribd.com/doc/51671895/Practica-4-laboratorio-de-quimica
- http://cmapserver.unavarra.es/servlet/SBReadResourceServlet?rid=1KC8XKQPL-212X1P3-4DF

18. Anexo 3. Practica experimental “identificando las propiedades de los diferentes tipos de enlace químico”
COLEGIO LICEO FEMENINO MERCEDES NARIÑO
Jornada Tarde
GUIA DE LABORATORIO 2
IDENTIFICANDO LAS PROPIEDADES DE LOS DIFERENTES
TIPOS DE ENLACE QUÍMICO
ASIGNATURA: Química
GRADO: Décimo
TEMA: Enlace Químico
SESIÓN: Trabajo experimental
OBJETIVO
 Comprobar de manera experimental la influencia del tipo de enlace sobre las propiedades especificas de cada sustancia
 Diferenciar los distintos tipos de enlace que presentan las sustancias químicas, según sus propiedades
Sustancia Temperatura Estado Solubilidad Conductividad Dureza Conclusión
Fusión Ebullición físico Agua Tolueno tipo de
enlace
Cloruro de
sodio
Sacarosa
Aceite
oleico
Hidróxido
de potasio
Yodo
Cobre
Sodio
Acido
clorhídrico
Oxido de
silicio
Hierro
Ioduro de
potasio
Cloruro de
calcio
Propón 2 hipótesis antes de comenzar la práctica
- ¿Cuáles sustancias están formadas por enlaces iónicos?
- ¿Cuáles sustancias están formadas por enlaces covalentes?
- ¿Cuáles sustancias están formadas por enlaces metálicos?
Consulta en diversas fuentes de información y propón la metodología que emplearías para identificar cada una de las propiedades que se
proponen en el cuadro anterior. Esquematiza la metodología a emplear a manera de diagrama de flujo.