Guía 3 Química General

Manual de guías de laboratorio de Química General

Profesor: LUIS JAVIER NARVÁEZ ZAMORA Página 1

UNIVERSIDAD SURCOLOMBIANA LICENCIATURA EN CIENCIAS NATURALES

QUÍMICA GENERAL

Profesor: LUIS JAVIER NARVÁEZ ZAMORA

Práctica de laboratorio No. 3 Modelado Molecular

OBJETIVOS Construir algunos modelos de moléculas utilizando un sistema de construcción espacial tipo casquete de esfera perforada. MATERIALES 1 Sistema de construcción espacial tipo casquete de esfera perforada. 2. ACD Labs MARCO TEÓRICO El universo en su totalidad se encuentra conformado de sustancias químicas, cuyas moléculas tienen una estructura tridimensional, gracias a la cual exhiben una de serie de propiedades fisicoquímicas particulares. Es decir, el comportamiento de las sustancias químicas se debe exclusivamente a la disposición espacial de los constitutivos de sus moléculas. Dada la dimensión submicroscópica de las moléculas y en consecuencia la dificultad de su visualización directa, se acude a modelos tridimensionales con los cuales se intenta describir una aproximación de tal estructura El modelo escogido es autoría del profesor Luis Alberto Castro Pineda, con el cual se construirán algunas estructuras moleculares de sustancias químicas cotidianas. De otra parte, este sistema también tiene aplicabilidad en otras disciplinas tales como Biología, Física, Química Orgánica e Inorgánica, Matemáticas etc. Para empezar se presenta el sistema elaborado por Castro, 2007 Gráfica 1 Sistema de construcción espacial tipo casquete de esfera perforada



Cada esfera está integrada por dos casquetes iguales (semiesferas), unidos entre sí con 26 perforaciones formando ángulos estratégicamente posicionados; los ángulos básicos para la modelización molecular tienen las siguientes amplitudes: 35°, 45°, 55°, y 60°, con estos ángulos pueden obtenerse dobles amplitudes necesarias para construir moléculas iónicas o covalentes con ángulos de 90°, 110°, 120° y 180° (aunque son posibles otros ángulos como los de 70°, 115°, etc). Cada esfera tiene la estructura mostrada en las figuras 2a, 2b, 2c, 2d y 2e. Figura 2ª. Ángulos de 45° Figura 2b. Angulo de 35° Figura 2c. Ángulo de 55° Figura 2d. Ángulos de 60°

Figura 2e. Ángulos básicos en conjunto

Prominencia de unión

Ángulos de 45°

Ángulo de 55°



Figura No. 3 Otras perspectivas de las esferas. Castro, 2007. MODELADO MLECULAR Tal como se expresó anteriormente, el sistema de construcción espacial tipo casquete de esfera perforada es nada más un modelo macro con el cual se puede ampliar a una escala visible el microcosmos molecular, es importante precisar su naturaleza rígida; con este sistema no son visibles los movimientos clásicos de los átomos de cabeceo, sombrilleo y tijereo dentro de las moléculas. Sin embargo estos modelos son el reflejo o la consecuencia de muchas evidencias experimentales, a través de las cuales se han hecho evidentes los átomos y las partículas subátomicas responsables del enlace químico. SISTEMAS MOLECULARES IÓNICOS El enlace iónico puede definirse como una fuerza electrostática existente entre iones con carga opuesta, tal como lo plantean: Brown y otros, 2004, pp. 276, Chang, 2010, pp 203, 330, la fuerza electrostática que une a los iones de un compuesto iónico se denomina enlace iónico, Petrucci, Harwood y Herring, 2008, pp 389, esa fuerza es el resultado de la interacción de dos o más átomos que con frecuencia donan y reciben electrones buscando una configuración electrónica similar a aquella de los gases nobles más cercanos. Por lo general el enlace iónico se forma entre un átomo metálico con otro no metálico; este tipo de átomos poseen electronegatividades muy diferentes, cuyas diferencias superan el umbral de Pauling de 1.6. Esta diferencia ocurrida por la migración de electrones de átomos metálicos hacia átomos no metálicos los transforma en iones, desprendiendo una considerable cantidad de energía. Un ejemplo de este tipo de enlace ocurre en el cloruro de sodio, el metal sodio tiene una baja energía de ionización (496 kcal/mol) y el cloro con una alta afinidad electrónica (-349 kcal/mol); durante el enlace ocurre el siguiente proceso:

Na+ +

+



Aquí, el octeto del átomo de Na lo conforman sus electrones del segundo nivel 2s2, 2p6; el átomo de cloro por su parte, completa la regla del octeto con el electrón 3s de valencia, transferido por el sodio. Ahora se dispone del catión Na+ y del anión Cloruro Cl-. Por otra parte el índice coordinación para el átomo de sodio es 6, es decir, cada átomo de sodio puede rodearse de 6 átomos de cloro para generar un cristal cúbico centrado en las caras, tal como lo muestra la figura 3.

Figura 3. Disposición de los átomos de Na y Cl en la celda unitaria del cloruro de sodio formando un sistema cúbico centrado en las caras. Fuente:Brown, LeMay, Burnsten, Bursten y Burdge, 2004.

Este tipo de disposición espacial de sistemas cristalinos, les confiere a los compuestos iónicos características particulares, tales como: ser cristales quebradizos con caras generalmente planas y ángulos definidos entre ellas, con puntos de fusión elevados. Las sustancias iónicas solo son posibles de explicar a través de sistemas cristalográficos, es decir, los átomos comprometidos con el enlace iónico formas estructuras complejas dispuestas tridimensionalmente en forma de cristales propios del estado sólido, tales estructuras cristalinas obedecen al sistema de redes cristalográficas de Bravais, las cuales se presentan a continuación en la tabla 1 Tabla No.1 Sistemas Cistalinos de Bravais.

Sistema Cristalino

Retículos espaciales

Cúbico Cúbico simple Cúbico centrado en el cuerpo Cúbico centrado en las caras

Tetragonal Tetragonal sencillo Tetragonal centrado en el cuerpo

Ortorrómbico

Ortorrómbico simple Ortorrómbico centrado en el cuerpo Ortorrómbico centrado en las bases Ortorrómbico centrado en las caras

Romboédrico Romboédrico simple

Hexagonal Hexagonal sencillo

Monoclínico Monoclínico simple Monoclínico centrado en la base

Triclínico Triclínico simple

Na+

Cl-



Sistemas cristalinos de Bravais, Castro, 2007.

CÚBICO

Simple Centrado en la cara Centrado en el cuerpo

ORTORRÓMBICO

Simple Centrado en el cuerpo Centrado en las bases Centrado en las caras



MONICLÍNICO

Simple Centrado en las bases

TETRAGONAL

Simple Centrado en las bases

TRICLÍNICO HEXAGONAL ROMBOHÉDRICO



Enlace Covalente

La mayoría de las sustancias químicas con las cuales interactuamos a diario poseen enlaces covalentes; estas sustancias por lo general son gases, líquidos y sólidos, cuyos puntos de fusión, contrario a las sustancias iónicas, son bajos, fáciles de manipular, flexibles, no quebradizos, etc. Para este tipo se sustancias, sus moléculas están integradas por átomos unidos a través de enlaces covalentes, cuya característica principal es la compartición de pares de electrones para cumplir con la norma de octeto, el enlace covalente ocurre cuando dos electrones son compartidos por dos átomos Chang, 2010, pp 338. Pauling, 1959, pp 213, sobre este tipo de enlace plantea “Es el vínculo que se representa por un guión en las fórmulas de enlace de valencia, por ejemplo, que han sido escritos por los químicos durante casi cien años”, Lewis propuso igualmente que los átomos pueden alcanzar configuración de gases nobles compartiendo electrones, específicamente pares de ellos para formar el enlace covalente, característico de los elementos no metálicos, los cuales forman moléculas sencillas como las de los gases corrientes como el hidrógeno, oxígeno, cloro o complejas como las del azufre S8, gas carbónico, o agregados moleculares tales como carbohidratos, proteínas, lípidos, plásticos, ácidos nucléicos,etc. En la figura 2.8 se presentan las posibles geometrías moleculares de dos a cinco dominios electrónicos

Hibridación Dominios

de electrones

Geometría de dominios

Dominios enlazantes

Dominios antienlazantes

Geometría molecular

Ejemplos

sp 2

Lineal

2

0

BF2,

HgCl2

sp2

3

Trigonal plana

3 2

0 1

BF3,

SO3

Figura 2.8 Tipos de hibridación. Narváez, 2011




de electrones


Dominios enlazantes



Ejemplos

sp3

4

Tetrahédrica

4 3 2

0 1 2

sp3d

1 5

Bipiramidal trigonal

5 4 3 2

0 1 2 3

Bipirámide trigonal

Balancín

Forma de T

Lineal

PCl5, PF5,

SF4

CIF3

XeF2

Figura 2.8 Tipos de hibridación. Narváez, 2011



continuación Figura 2.8.


de electrones


Dominios enlazantes



Ejemplos

sp3d

2 6

Octahédrica

6 5 4

0 1 2

Octahédrica

Pirámide cuadrada

Cuadrada plana

SF6

BrF5

XeF4

Figura 2.11. Figura 2.8 Tipos de hibridación. Narváez, 2011

Enlace Metálico

Los átomos de los metales existentes se enlazan entre sí formado un mar de electrones especial; estos electrones que son en realidad los electrones de valencia, tienen cierta libertad de desplazamiento al interior de la estructura tridimensional del metal. Este tipo de enlace explica propiedades propias de los metales tales como su brillo, su conductividad eléctrica y térmica, el magnetismo, la ductilidad, la maleabilidad, etc. Por lo general, los átomos de los metales forman estructuras con empaquetamiento muy compacto, sin embargo sus electrones de valencia, por lo general no más de tres, para ser compartidos con los demás átomos, deben tener la capacidad de desplazarse de una región a otra de la macroestructura cristalina, Narváez, 2011. Por ejemplo, en el caso específico del cobre, cada átomo hace contacto con 12 átomos vecinos, para generar una estructura compacta, donde sus electrones son viajeros; esta capacidad de migración se puede explicar a través de dos modelos: el mar de electrones y los orbitales moleculares metálicos. Modelo del Mar de Electrones Bajo este modelo se concibe la organización estructural de los átomos de la siguiente manera; Cada átomo como producto del aporte de electrones destinados a los átomos vecinos, se transforman en cationes, entre los cuales fluyen electrones como un “mar” de



cargas negativas, suficientes para contrarrestar la repulsión de los cationes, es decir, los electrones se encuentran atrapados o confinados entre los cationes con la facultad de moverse a través de ellos de una manera uniforme, sin pertenecer a un átomo en particular, tal como se muestra en la figura 2.9.

Figura 2.9. Enlace metálico. Fuente: Brown y otros, 2004. Así puede explicarse la conductividad eléctrica: cuando se conecta un alambre a los terminales de una batería, los electrones se desplazan a través de los átomos metálicos con dirección al polo positivo y a su vez salen de la batería desde el borne negativo hacia los átomos metálicos. Esta movilidad electrónica también permite explicar la conductividad térmica, la cual no es nada distinto a la transferencia de energía cinética a través de todo el sólido. Los metales se pueden deformar gracias a la capacidad de este tipo de átomos capaces de formar enlaces o interacciones múltiples con varios átomos a la vez, basta una redistribución de sus electrones para permitir nuevas adaptaciones y cambios en la posición de sus átomos y la subsecuente nueva forma del metal bien sea adoptando la forma de láminas (maleabilidad) o de hilos (ductilidad). De acuerdo con este modelo, al aumentar el número de electrones de valencia, consecuentemente deberían aumentar sus propiedades físicas como por ejemplo el punto de fusión, calor de fusión, punto de ebullición, dureza, etc. sin embargo, metales como Mo, Cr o W pertenecientes al grupo 6B, tienen los puntos de fusión más altos de sus periodos respectivos, esta propiedad solo se puede explicar a través del modelo de orbitales moleculares metálicos.



PROCEDIMIENTO 1. Con los aportes teóricos planteados en la sección precedente, construir los modelos moleculares correspondientes a las siguientes sustancias, al tiempo de ircompletando la tabla No. 1: A) O2 B) H2O D) H2O 2 E) O3 F) NH3 G) NH4OH H) H2S I) H2SO4 J) HNO2 K) XeF4 L) BrF5 M)SF6

N) XeF4 O) BrF5 P) SF6 Q) NO2 CUESTIONES 1. Construir los modelos correspondientes a las siguientes moléculas, además elaborarlos en ACD-Labs y enviarlos al correo electrónico del profesor: A) C2H4 B) C2H2 D) CaCO3 E) Diamante 2. Establecer la amplitud de los ángulos correspondientes a los 7 sistemas cristalinos de Bravais. 3. Construir los modelos en silla y en bote para la molécula de glucosa. 4. Determinar cuál es la relación de los sistemas cristalográficos con los elementos de la tabla periódica y con las piedras preciosas. REFERENCIAS Brown, T. L, LeMay, H. E. Bursten, B. y Burdge, J. (2004). Química. La ciencia central. 9ª Ed.

México: Pearson Prentice Hall

Castro, P. L. A. (1990). Sistemas de construcción espacial “Tipo casquete de esfera perforada,

Procesos para el desarrollo de pensamiento. Patente de invención 11845 de la

Superintendencia de Industria y Comercio. Bogotá.

Chang, R. (2010). Química. 7ª Ed. Mc Bogotá: Graw-Hill.

Mahan, B. Myers, R. 1987. Química. Curso Universitario. Adisson- Wesley. Iberoamérica. Cuarta edición. U.S.A.1998 McMurry, J. E. y Fay, R. C. (2008). Química General. 5ª ed. México: Pearson Prentice Hall Narváez. L. J. (2008). Aprendizaje significativo de conceptos químicos a través de resolución de

problemas en estudiantes de Licenciatura en Ciencias Naturales. Neiva: Grafi Plast del Huila

Narváez, L. J. (2009). Aprendizaje significativo de algunos conceptos químicos, a través de

resolución de problemas. En Tecné, Epistemé y Didaxis. Número extraordinario. Bogotá.

Narváez, L. J. (2011). Aprendizaje de los conceptos: enlace químico y estequiometria. Neiva: Litocentral S.A.

Pauling, L. (1959). The Nature of the Chemical Bond. Oregon: Waley Petrucci, Ralph, Harwood, William. Química General. Traducción Nerea Iza Caro. Séptima Edición.

Prentice Hall.1999

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