Enlaces Quimicos

IDENTIFICAR LOS ENLACES IÓNICOS Y COVALENTES MEDIANTE LA CONDUCTIVIDAD ELECTRICA PUNTOS DE FUSIÓN DEL NaCl, (C12H22O11), VASELINA Y RECONOCIMIENTO DE ENLACES COVALENTES COORDINADOS.

Resumen

En esta práctica se realizaron 6 pruebas de reconocimiento de los distintos tipos de enlaces químicos a través de la conductividad eléctrica del NaCl (0.1% - 0.5%), CH4O (0.1%), C12H22O11 (0.1%), HCl (0.1Molar), NaOH (0.1%) y agua potable en solución acuosa al 0.1% y 0.5% identificando cuales son de tipo covalente y de tipo iónico. Se calcularon los tiempos de fusión de 0.1g de NaCl, C12H22O11 y vaselina. Por último se realizó el reconocimiento de enlaces covalentes coordinados a través de una solución de 0.1M de Cu (NO3)2 y la disolución de 1ml NaCl 0.5% de en 1mL AgNO3 0.5%, agua potable y NH4OH 6M. Estos fueron los datos obtenidos. Enlaces iónicos, NaCl, NaOH, enlaces covalentes no polares, agua potable, C12H22O11, C3H6O, enlaces covalentes polares, HCL, NH4OH, enlaces covalentes coordinados Cu (NO3)2; tiempos de fusión: 00:00:10 (sacarosa), 00:00:5 (vaselina), 00:03:00 (sal común) y finalmente obtuvimos un enlace covalente colorido y un compuesto de coordinación.

Objetivos

-Identificar los tipos de enlaces químicos mediante ciertos compuestos y sustancias.

-Reconocer como por medio de la experimentación se puede obtener el conocimiento de que tipo de enlace químico estamos empleando.

-Abarcar el tema de enlaces, a un punto más profundo, identificando no solo el tipo de enlaces químico, si no él porque es ese tipo de enlace, por qué no fue ese, cuáles fueron sus características, como se reconocen.

Datos y resultados

En la siguiente tabla se muestra la conductividad eléctrica de diferentes sustancias en solución acuosa al 0.1% y al 0.5% probadas en el laboratorio mediante un circuito simple determinando los diferentes tipos de enlaces químicos.

Tabla No. 1. Conductividad eléctrica

Sustancia Encendió el bombillo Enlace covalente o iónico

NaCl 0.1% No Iónico

NaCl 0.5% No Iónico

CH4O 0.1% No Covalente no polar

C12H22O11 0.1% No Covalente no polar

HCl 0.1M No Covalente polar

NaOH 0.1% No Iónico

Agua potable No Covalente no polar

En la siguiente tabla observamos los tiempos de fusión de 3 muestras sometidas al calor de un mechero.

Tabla No. 2. Punto de fusión

Compuesto Tiempo de fusión h/min/seg Estado de agregación

NaCl 0.1g 00:03:01 Fusión alta

C12H22O11 0.1g 00:00:45 Fusión baja

Vaselina 0.1g 00:00:03 Fusión baja

Reconocimiento del enlace covalente coordinado

Reacciones obtenidas en el laboratorio

Reacción entre el nitrato de cobre [Cu(NO3)2] y el hidróxido de amonio (NH4OH) para la formación de un compuesto de coordinación colorido.

Cu(NO3)2 + 2NH4OH Cu(OH)2 + 2NH4NO3

Con una coloración azul oscuro

Reacción entre nitrato de plata (AgNO3) y cloruro de sodio (NaCl).

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO33

Con una coloración lechosa y unas pequeñas partículas negras llamadas precipitado.

Reacción entre una sal poco soluble (AgCl) y el hidróxido de amonio (NH4OH) para la formación de un compuesto de coordinación.

AgCl + 2NH4OH AgOH + NH4Cl

Aquí la sustancia vuelve a ser transparente desvaneciendo el precipitado.

Análisis de resultados

Luego de observar los cambios sabemos por experiencia y observación que tanto el azúcar sacarosa (C12H22O11) como la sal de mesa (NaCl) se disuelven en agua. No obstante, las disoluciones que resultaron son muy diferentes. Cuando la sacarosa, que es una sustancia molecular, se disuelve en agua, la disolución [1] resultante contiene moléculas de C12H22O11 neutras rodeadas de agua. Cuando el NaCl se disuelve en agua, la disolución contiene iones Na+ y Cl- rodeados de agua. [2]

Las sustancias tales como el NaCl, NaOH, son de enlaces tipo iónico.[3] La teoría de la conductividad dice que esta clase de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos.[4] Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; y los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva, entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente. Estos compuestos que presentan este tipo de enlaces al ser disueltos en agua se disocian en iones produciendo disoluciones conductoras, que se denominan electrolitos. [5]

La práctica de la conductividad eléctrica se realizó por medio de una batería, una bombilla y algunos trozos de alambre. Teniendo en cuenta lo anterior cuando los alambres se sumerjan en alguna disolución de enlace tipo iónico (NaCl, NaOH), esta producirá conductividad. Al hacer la practica con el NaCl y el NaOH que son de enlace tipo iónico no se pudo demostrar la teoría de la conductividad porque el bombillo no se encendió. Posibles causas de error para explicar por qué el bombillo no se encendió puede ser, primero porque las disoluciones no estaban bien preparadas, segundo porque el bombillo haya tenido más voltios o menos, tercero porque la pila no funcionaba o cuarto porque no se desarrolló correctamente el circuito de la conductividad eléctrica.

La mayor parte de electrolitos son compuestos iónicos, aunque algunos son moleculares presentando enlaces covalentes polares, [6] en este caso lo es el HCl, este compuesto molecular si está en estado puro es gaseoso, pero si está disuelto en agua, se ioniza, o se separa, para dar iones H+ y Cl- permitiendo una salida de corriente eléctrica.[7]

Por otra parte, aquellas sustancias como la C12H22O11, el agua pura y el CH4O presentaron enlaces tipo covalentes no polares; [8] porque no polares; esto se explica a que los enlaces se desarrollaron entre átomos de igual electronegatividad, al sumergirse los alambres en estas disoluciones acuosas no originarían iones que trasladaran la corriente, provocando que la bombilla permanezca apagada; por lo tanto estas disoluciones adoptan el nombre de no electrolitos. [5]

Ahora que sabemos un poco sobre la polaridad molecular, [9] veamos como dan origen a algunas fuerzas que ocurren entre las moléculas. [10] Los puntos de fusión observados en la tabla No. 2 donde la C12H22O11 y la vaselina se fundieron más rápido que el NaCl son debido a que sus fuerzas intermoleculares ejercen unas atracciones débiles entre sí. Pero, Para Ello, es necesario que los átomos que forman el compuesto se separen y se muevan más rápidamente. Lanzando la hipótesis de que la mayor o menor temperatura y tiempo de fusión son un reflejo de la intensidad de las fuerzas de interacción entre las fuerzas de los átomos de los enlaces del compuesto. [11]

Cuando las interacciones son muy fuertes, el punto de fusión es alto, ya que debe ser difícil separarlas como en el caso del NaCl. Para fundir esta sustancia debe ser necesario someter el compuesto a temperaturas más altas y ser expuesto a mayor tiempo como lo observamos en la tabla No.2, de tal forma que la agitación térmica venza las interacciones multidireccionales que existen entre las entidades que la forman, mientras tanto, los compuestos que presentan punto de fusión baja deben mostrar interacciones débiles entre los enlaces que los forman, en los sólidos con temperatura bajas la situación es distinta. Aquí las interacciones entre las entidades se dan con gran intensidad, pero sólo entre algunos átomos vecinos, y son débiles con los otros. A esto se le conoce como Interacciones de dirección selectiva, ya que es en una determinada dirección en la que se produce una interacción fuerte. [12]

En las interacciones de dirección selectiva hay átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos (con lo que se forman moléculas), pero la interacción entre moléculas es relativamente débil. En este caso, para pasar al estado líquido lo que se requiere es romper las interacciones débiles entre moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo. [12]

Para la formación del enlace covalente coordinado colorido expuesto anteriormente, especies como el ion [Cu (NO3)2]+, que son conjuntos de un ion metálico central unido a un grupo de moléculas o iones que lo rodean, se llaman complejos metálicos o sencillamente complejos. Si el complejo tiene una carga eléctrica neta, se le designa en general como un ion complejo. Los compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Aunque los metales de transición sobresalen en la formación de compuestos de coordinación, [13] otros metales también los pueden formar.

Las moléculas o iones que rodean el ion metálico en un complejo se conocen como agentes acomplejan tés o ligando [14] hay dos ligando NO3 unidos al Cu+ en el ion [Cu (NO3)2]+. Puesto que los iones metálicos (en particular los iones de metales de transición) tienen orbitales de valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de pares de electrones). Debido a que los ligando tienen pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis (donadores de pares de electrones). [14]

Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de electrones que estaba inicialmente en el ligando.

Con respecto al color observado en la reacción todos los colores que se asocian con la Química no solo son hermosos, sino que son informativos y proporcionan percepciones de la estructura y los enlaces de la materia, un grupo importante de compuestos coloridos lo constituyen los de los metales de transición. Algunas de estas sustancias se usan en pigmentos de pinturas; otros producen los colores de vidrio y las piedras preciosas; entonces, esta reacción entre el Cu (NO3)2 y el NH4OH: forman un precipitado azul pálido de hidróxido de cobre que se re disuelve en exceso de NH4OH para obtener el complejo tetraamincobre de color azul intenso color característico de los azules de cobre. [15]

En otra reacción disolvimos una sal poco soluble para la formación de un compuesto de coordinación, primeramente para la obtención de la sal poco soluble se llevó a cabo la reacción entre el AgNo3 y el NaCl, cuando estas sustancias se disuelven en agua, se disocian en sus iones. Estos iones se agrupan de nuevo al ser mezclados, y se forma el AgCl, que por ser insoluble en agua precipita al fondo del recipiente, este precipitado es el producto de esta reacción y tuvo lugar cuando los aniones y los cationes de los dos compuestos iónicos se intercambiaron entre sí. El NaNO3 no se forma realmente, ya que, una vez formado, vuelve a disociarse. El resultado neto de la reacción es, entonces, la formación del AgCl; los iones sodio y nitrato quedan lo mismo que estaban antes. [16] Para disolver este precipitado se agregó NH4OH formando un compuesto de coordinación, el amino desplazo al cloro y formo el ligando del compuesto (mono dentado) (AgOH) y el cloro paso a ser parte del compuesto de coordinación NH4Cl desapareciendo totalmente el precipitado y obteniendo una solución totalmente incolora. [17]

Conclusiones

-Con base a estos resultados se puede concluir que las propiedades físicas y químicas, específicamente la de conductividad logran identificar el tipo de enlace que existe en la sustancia o compuesto de forma rápida y sencilla.

-Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de valencia del otro.

-Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos por la comparación de sus electrones enlazantés son atraídos simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantés.

Anexos (preguntas)

1. Para cada experimento realizado haga un diagrama de flujo.

R/

a. Conductividad eléctrica

b. Punto de fusión

c. Formación de un compuesto de coordinación colorido

d. Disolución de una sal poco soluble al formarse un compuesto de coordinación

2. Del procedimiento numeral 1 parte a diga ¿Cuáles son sustancias conductoras y cuales no conductoras y explique porque?, ¿Qué tipo de enlace se presentan en cada sustancia y porque?

R/

Aquellas sustancias que presentan conductividad eléctrica son:

ENLACES IONICOS:

• NaCl (sal común)

• NaOH (Hidróxido de sodio)

Estos compuestos presentan este tipo de enlaces al ser disueltos en agua se disocian en iones produciendo disoluciones conductoras, que se denominan electrolitos.

ENLACES COVALENTES POLARES:

• HCl (Ácido clorhídrico)

En los enlaces covalentes polares hay separación de cargas y llegan a ser conductoras en soluciones acuosas al 0.1% produciendo iones los cuales transfirieren la electricidad, pero solo levemente.

ENLCES COVALENTES NO POLARES:

• Agua pura

• C12H22O11 (Sacarosa)

• CH4O (Metanol)

Al sumergirse los alambres en estas disoluciones acuosas no originaran iones que trasladan la corriente, se puede explicar porque los electrones de estos enlaces están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados.

3. Del procedimiento del numeral 1 parte b diga ¿Cuál sustancia tardo más tiempo en fundirse? ¿Por qué?

R/

La sustancia que tardo más tiempo en fundirse fue el NaCl debido a la fuerza de interacción moleculares entre los átomos del compuesto.

4. Del procedimiento del numeral 2 parte a diga ¿Qué observo? Explique lo que sucedió y escriba la reacción.

R/

Al tener en un tubo de ensayo 1ml de Cu (NO3) y al agregarle 3 gotas de NH4OH y agitando constantemente la solución, se obtuvo una solución de color azul. Esta reacción entre el Cu (NO3) y el NH4OH: forman un precipitado azul pálido de hidróxido de cobre que se re disuelve en exceso de NH4OH para obtener el complejo tetraamincobre de color azul intenso color característico de los azules de cobre. [15]

Cu(NO3)2 + 2NH4OH Cu(OH)2 + 2NH4NO3

5. Del procedimiento numeral 2 parte b diga ¿Qué observo? Explique lo que sucedió ¿Por qué se disolvió el precipitado? Escriba la reacción.

R/

Al tener 1mL de AgNO3 y al agregarle el NaCl se obtuvo en la solución una sustancia lechosa que al ser insoluble se precipito y cayó al fondo del vaso de precipitados; al agregarle el hidróxido de amonio en este caso gota a gota la solución se tornó enteramente transparente desapareciendo el precipitante (AgCl) por completo. ¿Por qué se disolvió? Para disolver este precipitado se agregó NH4OH formando un compuesto de coordinación, el amino desplazo al cloro y formo el ligando del compuesto (mono dentado) (AgOH) y el cloro paso a ser parte del compuesto de coordinación NH4Cl desapareciendo totalmente el precipitado y obteniendo una solución completamente incolora. [17]

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO33

AgCl + 2NH4OH AgOH + NH4Cl

6. Escriba dos ejemplos de elementos o compuestos naturales o en solución que contengan: Enlace Iónico, Enlaces covalentes no polares, Enlaces covalentes polares y Enlaces covalentes coordinados.

R/

ENLACE IÓNICO:

Na+ Cl- → NaCl

Catión sodio Anión cloro Cloruro de sodio

Li+ F- LiF

Catión litio Anión flúor Fluoruro de litio

ENLACE COVALENTE NO POLAR:

O- + O- O2

Oxigeno Oxigeno Molécula diatónico

H+ + H+ H2

Hidrogeno Hidrogeno Molécula diatónico

ENLACE COVALENTE POLAR:

H+ + CL- HCl Hidrogeno Cloro Ácido clorhídrico

H2+ + O- H2O Hidrogeno Oxigeno Molécula de agua

ENLACE COVALENTE COORDINADO:

S + O3 SO3 Azufre Oxigeno Trióxido de azufre

B + F3 BF3 Boro Flúor Trifluoruro de boro

7. Representa un caso las estructuras puntuales de Lewis que muestren los enlaces.

R/

ENLACE IÓNICO:

Para el NaCl

ENLACE COVALENTE NO POLAR:

Para Molécula diatónico

ENLACE COVALENTE POLAR:

Para Molécula de agua

ENLADE COVALENTE COORDINADO:

Para Trifluoruro de boro

Bibliografía

[1] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.11, P. 399.

[2] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.4, P. 108.

[3] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.2, P. 46.

[4] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.7, P. 227.

[5] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.4, P. 108.

[6] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.7, P. 226.

[7] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.7, P. 229.

[8]http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/enopolar.html 2/04/2010

[9]http://www.elergonomista.com/quimica/pol.html 4/04/2010

[10] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.10, P. 357.

[11] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.20, P. 827.

[12] Murry, J; Fay, r; química general 5 ª ed. Pearson Educación, México 2009. Cáp.20, P. 829.

[13]Http://www.educa.madrid.org/web/ies.rayuela.mostoles/Publicaciones/Color/documentos/programa.pdf

[14] Restrepo, F; Restrepo, J; Vargas,l, Química basicavol1,susaeta ediciones, Medellín Colombia 1977. cáp.6, p. 146.

[15]Http://www.sisman.utm.edu.ec/libros/FACULTAD%20DE%20INGENIER%C3%8DA%20AGRON%C3%93MICA/CARRERA%20DE%20INGENIER%C3%8DA%20AGRON%C3%93MICA/01/QUIMICA%20GENERAL/quimica-general.pdf

[16]Http://200.26.134.109:8091/unichoco/Ceres/ARCHIVOS/QUIMICA.pdf

[17]Http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qi/guias/guia_tp%202009.pdf

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