INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA

UNIDAD ZACATENCO

Ingeniería en Control y Automatización.

Laboratorio de Química Básica

Practica No. 1

Enlaces

Objetivo

El alumno identificara el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas, de acuerdo a las propiedades características que presentan.

Consideraciones teóricas.

Energía de Ionización

La energía de ionización de un átomo es la cantidad de energía que se requiere para desalojar el electrón ligado más débilmente de un átomo. La parte restante del átomo es entonces un catión, un ion con carga positiva, debido a que el átomo ahora tiene más protones que electrones. Es decir,

atomo+energia→cation+electron

Afinidad electrónica

Es la cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Al recibir un electrón adicional, el átomo tendrá más electrones que

protones, y por tanto tendrá una carga negativa neta. Esta especia recibe el nombre de anión. (Seese, 1996)

atomo+electron→anion+energia

Electronegatividad.

Es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace covalente a atraer hacia si los electrones compartidos. Los átomos de los elementos más electronegativos son los que ejercen mayor atracción sobre los electrones. Se trata de los elementos, agrupados en la esquina superior derecha de la tabla periódica, que presentan la máxima tendencia a ganar electores para formar iones negativos.

Linus Paulling fue el primer químico que ideo una escala numérica de electronegatividad. En la escala de Pauling se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, un valor de 4.0. El oxigeno es el segundo elemento mas electronegativo, seguido del nitrógeno y el cloro. La electronegatividad disminuye conforme el carácter metálico aumenta. Los metales mas reactivos (los de a esquina inferior izquierda de la tabla periódica) presentan los valores de electronegatividad más pequeños. Estas tendencias son congruentes con las tendencias de la energía de ionización. (Kolb, 1999)

Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace0.0-0.4 Covalente no polar0.5-1.6 Covalente polar

Mas de 1.7 Ionico

Símbolos de Lewis

Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa de un átomo. El químico estadounidense G.N. Lewis sugirió una forma sencilla de mostrar los electrones de valencia de un átono y de darles seguimiento durante la formación del enlace por medio de lo que ahora se conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis, o simplemente símbolos de Lewis.

El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne] 3s2 3p4; por lo tanto su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia.

Regla del octeto.

Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparte electrones para alcanza el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica. Lo gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química.

Como todas los gases nobles (excepto el He) tiene ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio conocido como: regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia.

Un octeto de electrones consiste en las subcapas llenas s y p de un átomo. En términos de los símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia acomodados alrededor del átomo. Existen excepciones a la regla del octeto, pero esta proporciona un marco de trabajo útil para representar muchos conceptos importantes sobre los enlaces. (Brown, 2009)

Enlaces químicos.

Siempre que dos átomos o iones están unidos fuertemente entre sí, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Existen tres tipos generales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico.

Enlace Iónico.

La energía de ionización y las afinidades electrónicas son importantes para la comprensión de enlace iónico. Un enlace iónico es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto único. Estos iones de carga opuesta se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Como resultado de esta transferencia, uno de los átomos es un ion con carga positiva mientras que el otro es un anión con carga negativa. Estos iones forman un enlace puesto que, como establece la ley de la electrostática las

partículas con cargas diferentes se atraen y las partículas con cargas iguales se repelen.

Características de los enlaces iónicos.

Todos los compuestos iónicos puros son sólidos a temperatura ambiente; ninguno es liquido o gaseoso

Los puntos de fusión y ebullición so muy altos. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. Cuando estos

compuestos se disuelven en agua, los iones se disocian, es decir se separan y se desplazan libremente.

La presencia de iones disociados permite que una sustancia conduzca electricidad. Una sustancia que se disuelve en agua para formar una solución que conduce electricidad se le conoce como electrolito. (Burns,2011)

Enlace covalente

Se forman cando los átomos comparten sus electrones. La unidad más pequeña de un compuesto covalente formado por este enlace es una molécula.

El enlace covalente se clasifica en:

Covalente puro o no polar

Todos los elementos diatóminos tienen enlaces covalentes no polares; es decir los pares de electrones se comparten equitativamente entre dos átomos del mismo elemento.

Propiedades de las sustancias con enlace covalente puro.

A temperatura ambiente existen en forma de gas Sus moléculas son diatómicas No se disuelven en agua No conduce la corriente eléctrica Tienen puntos de fusión y de ebullición bajos.

Enlace Covalente polar.

En este los electrones se comparten de modo desigual entre átomos de elementos diferentes.

Propiedades de las sustancias polares.

Pueden se sólidos, líquidos o gaseosos

En solución acuosa se disocian formando iones. En solución acuosa si conducen la corriente eléctrica Tienen bajos puntos de fusión y ebullición.

Enlaces múltiples.

Cuando se coparte un par de electrones, se forma un enlace covalente sencillo, el cual por lo general se conoce simplemente como enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo más de un par de electrones. Cuando se comparten dos pares de electrones se dibujan dos líneas, lo que representa un enlace doble. Por ejemplo en el caso del dióxido de carbón, el enlace ocurre entre el carbono, que tiene cuatro electrones de valencia y el oxigeno que tiene seis.

Un enlace triple se forma cuando se comparten tres pares de electrones, como en el caso de la molécula de N2

Enlace covalente coordinado.

En un enlace covalente coordinado, un átomo aporta los dos electrones que forman el enlace.

No existe una diferencia real entre el enlace covalente y el covalente coordinado, mas bien, es una manera diferente de visualizar su formación. Un enlace covalente coordinado es idéntico a un enlace covalente; solo sus antecedentes son distintos. (Seese, 1996)

Enlaces moleculares Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas electrostáticas que existen entre sustancias polares que se unen por cargas opuestas. En general, las fuerzas de atracción entre dipolos son mucho más débiles que las que se ejercen entre iones.

Permiten el fenómeno de la cohesión, so de naturaleza débil y explican la forma molecular y la energía de los líquidos.

Puentes de Hidrogeno.

Este tipo de enlace se forma cuando se une moléculas que contienen hidrogeno y un átomo de electronegatividad elevada.

La sustancia característica de este tipo de sustancias es el agua. El agua tiene tanto un punto e fusión como n punto de ebullición extraordinariamente altos para un compuesto cuyas moléculas son tan pequeñas. Estos valores anormales se atribuyen a la capacidad del agua para formar puentes de hidrogeno.

Materiales y reactivos

Materiales Reactivos 8 Vasos de precipitados de 100

cm3 2 Electrodos de cobre 1 Portalámparas 1 Lámpara incandescente 2 Extensiones con caimanes 1 Capsula de porcelana 1 Pinza para capsula 1 Mechero, anillo y tela de

alambre con asbesto.

Soluciones a 30 g/L de:

a) Cloruro de Sodio (NaCl)b) Nitrato de Potasio (KNO3)c) Azúcar (C12H22O11)

Soluciones al 50% volumen de:

a) Acido Clorhídrico (HCl)b) Acido Acetico (CH3COOH)c) Alcohol (C2H5OH)

Tetracloruro de carbono (CCl4)Cloruro de Sodio (NaCl) granuladoAzúcar (C12H22O11) granulado.

Procedimiento

PROCEDIMIENTO A.

1. Marque los vasos limpios de 100 cm3. Con una etiqueta, indicando cada una de las siguientes soluciones: NaCl, KNO3, C12H22O11, HCl, CH3COOH, C2H5OH y CCl4 respectivamente; vierta en cada uno aproximadamente 20 cm3 de la solución correspondiente. En el vaso sin solución vierta aproximadamente 30 cm3 de agua destilada.

2. Monte el circuito, colocando inicialmente los electrodos en el vaso que contiene el agua, con el objetivo de limpiarlos.

3. Pruebe el circuito poniendo en contacto los dos electrodos fuera del agua; si la lámpara incandescente enciende, continúe, en caso contrario, revise el circuito.

4. A continuación introduzca los electrodos e la solución de NaCl, anote si enciende o no.

5. Retire los electrodos de la solución de NaCl, introdúzcalos en el vaso con agua para enjuagarlos y séquelos.

6. Repita los pasos 4 y 5 para cada una de las sustancias, anotando en la tabla del cuestionario, si enciende o no.

PROCEDIMIENTO B.

1. Coloque una pequeña cantidad (uso cuantos gramos) de Azúcar en la capsula de porcelana y caliente hasta a fusión. Tome el tiempo aproximado que se requirió.

2. Deje enfriar la capsula, límpiela calentando con agua, deje enfriar, séquela y a continuación coloque sobre la misma, unos cuantos granos de Sal

3. Caliente la capsula con el Cloruro de Solo por un tiempo similar al requerido por el Azúcar para fundirse. Observe cual se funde más rápido.

Nota: Tenga la precaución de no acercarse mucho.

Resultados

PROCEDIMIENTO A.

1. Llene la siguiente tabla:

Solución NaCl CH3COOH

C12H22O11 HCl KNO3 C2H5OH CCl4

¿Encendió la lámpara? (si o no)

SI NONO

SI SI NO NO

Tipo de enlace (iónico o

Iónico

Covalente

Covalente

Iónico

Iónico

Covalente

Covalente

covalente)

PROCEDIMIENTO B.

2. En el procedimiento B ¿Qué sustancia funde más rápido y que carácter de enlace predomina? ¿En la otra sustancia cual es el carácter de enlace que predomina? R= La sustancia que se funde más rápido es el azúcar, el enlace que predomina es enlace covalente, ya que los enlaces covalentes tienen puntos de fusión bajos. R= En la otra sustancia SAL el enlace que predomina es el iónico ya que estos tienen puntos de fusión elevados.

3. Describa los enlaces existentes (según Lewis) entre cada uno de los átomos que forman las sustancias analizadas (excepto para el azúcar).

Na-Cl : Metal + No metal = Iónico

D.E = 3.0 -2.1 = 2.1 IONICO

H-C: No metal + No metal = Covalente D.E = 2.5-2.1=.4 COVALENTE PURO

C-C: No metal + No metal = Covalente D.E= 2.5-2.5=0 COVALENTE PURO

O=C: No metal + No metal= Covalente doble D.E= 3.5-2.5=1.0 COVALENTE POLAR DOBLE

C-O: No metal + No metal = Covalente D.E = 3.5-2.5=1.0 COVALENTE POLAR

O-H: No metal + No metal= Covalente D.E= 3.5-2.1=1.4 COVALENTE POLAR

H-Cl: No metal + no metal = covalente

D.E = 3.0-2.1=0.9= COVALENTE POLAR

C-Cl: No metal + No metal= covalente

D.E= 3.0-2.5= 0.5 COVALENTE POLAR

H-C: No metal + No metal = Covalente D.E = 2.5-2.1=.4 COVALENTE PURO

C-O: No metal + No metal = Covalente D.E = 3.5-2.5=1.0 COVALENTE POLAR

O-H: No metal + No metal= Covalente D.E= 3.5-2.1=1.4 COVALENTE POLAR

K-O Metal + No metal = Iónico D.E= 3.5-0.8=2.7 IONICO

O-N No metal + no metal = Covalente D.E= 3.5-3.0= COVALENTE POLAR

4. Según la tabla de diferencias entre electronegatividades de los elementos escriba la mayor posibilidad de enlace (iónico o covalente) entre los átomos siguientes:

ELEMENTOS ENLACENa y Cl IónicoK y O Iónico

Cl y H (en el HCl) CovalenteC y H CovalenteK y O IónicoC y O Covalente

Na y Cl D.E 3.0-0.9=2.1

K y O D.E 3.5-0.8= 2.7

Cl y H (en el HCl) D.E 3.0-2.1= 0.9

C y H D.E 2.5-2.1= 0.4

K y O D.E 3.5-0.8 = 2.7

C y O D.E 3.5 – 2.5 = 1.0

ELEMENTO ELECTRONEGATIVIDADNa 0.9Cl 3.0K 0.8O 3.5C 2.5H 2.1

5. ¿Hay coherencia entre lo concluido experimentalmente y sus respuestas de la pregunta 4? (si o no) ¿Hay alguna excepción? En caso de haber excepción, ¿Cuál es? R= Si en la mayoría de las sustancias el enlace coincidió a excepción del HCl debido a que los enlaces covalentes polares en solución acuosa se disocian formando iones lo que permitió que condujera la electricidad.HCl = D.E 3.0-2.1= 0.9 = COVALENTE POLAR

HCl + H2O → H+ + Cl-

Conducen electricidad

Catión Anión

Iones

Observaciones

El tetracloruro de carbono no era una solución acuosa, que ocurre cuando un soluto (sustancia en menor proporción) se disuelve en el solvente agua. Para que

sea una solución, la separación entre las sustancias debe ser atómica, molecular o iónica, dependiendo qué disuelvas en el agua.

En la práctica, el enlace resultante de HCl aparentó ser iónico, debido a que las sustancias con enlaces covalentes polares en solución acuosa se disocian formando iones y por eso conducen la corriente eléctrica, por eso mismo es mejor comprobar teórica y experimentalmente las cosas.

Con el experimento de la sal y el azúcar, a la primera no le pasó nada (no se fundió) debido a que las sustancias con enlaces iónicos tienen puntos de fusión altos, en cambio a el azúcar, por ser sustancia con enlace covalente, tiene puntos de fusión baja y se derrite fácilmente.

Conclusiones.

Los enlaces químicos son lo que mantienen juntos a los átomos

Las propiedades de los materiales se deben principalmente a estos enlaces.

Cada tipo de enlace presenta distintas características y es por ello que se puede determinar qué tipo de enlace actúa en los materiales.

Los enlaces iónicos forman sustancias que en solución acuosa conducen electricidad ya que forman iones, lo mismo que con los enlaces covalentes polares pero solo en solución acuosa.

También aprendí que los enlaces iónicos tienen puntos de fusión muy altos y los covalentes muy bajos.

Se pudo comprobar que la escala de Paulling es correcta y sobre todo con todo lo aprendido ahora podemos interpretar y conocer las propiedades de las sustancias

y el saber porque de algunas cosas que ocurren en la vida cotidiana, como porque se funde la mantequilla o porque los granitos de sal son perfectamente cuadrados, etc.

Así que para terminar diría que los enlaces nos ayudan a comprobar y poder describir las propiedades de la materia.

Bibliografia

Brown, T. L. (2009). Enlaces quimicos, simbolos de lewis y la regla el octeto. En T. L. Brown, Quimica La ciencia central (págs. 298-299). Mexico: Peason Educacion.

Burns, R. A. (2011). Enlace ionico. En R. A. Burns, Fundamentos de quimca (págs. 214-217). Mexico: Pearson.

Kolb, H. (1999). Enlaces. En H. Kolb, Quimica para el nuevo milenio (págs. 106-114). Mexico: Pearson.

Seese, G. W. (1996). Energia de ionizacion y afinidad electronica. En G. W. Seese, Quimica (págs. 119-121). Mexico: Prentice Hall.