Laboratorio 1 Quimicica

Introducción

En la práctica de laboratorio parte A, nombrada “Propiedades físicas y químicas de los compuestos” que se llevara a cabo el día miércoles 16 de octubre del 2013. Como objetivo general se tiene “Determinar las propiedades físicas y químicas de compuestos inorgánicos y orgánicos, y la relación que poseen con la hibridación presente en la molécula”.

En este laboratorio serán observadas distintas sustancias tales como cloruro de sodio, sacarosa, sulfato de cobre anhidro, etc. De las cuales se podrá ver sus características tanto químicas como físicas.

Se observara cada compuesto para saber sus características esenciales como su estado, su color, sis características físicas, su formula. También se verá la diferencia entre dos tipos de solventes, el aprótico y el prótico, donde el prótico es un solvente que es caracterizado ya que puede donar hidrógenos y asi formar puentes de hidrogenó, mientras que el solvente aprótico no tiene la capacidad de formar puentes de hidrogeno.

También se observara el tipo de enlace que es cada sustancia, para así probar si tiene hibridación o no, o poder descubrir si es polar o no. Se determinara la geometría molecular de las sustancias para poder dar su hibridación.

La hibridación es un fenómeno que consiste en mezclar orbitales atómicos puros para poder generar orbitales híbridos, hay 5 tipos de orbitales híbridos los sp que vienen cuando el compuesto tiene una geometría línea, los sp2 que es cuando el compuesto es trigonal, sp3 cuando son tetraédricos, sp3d cuando son bipiramidal trigonal y sp3d2 cuando son octaédricos.

Fundamento teórico

Las propiedades físicas de un compuesto suelen depender del tipo de enlace que mantiene unido a los átomos de una molécula. Estos pueden predecir sus propiedades física y su tipo de estructura.

Enlace iónicos

Estos se forman cuando un átomo que pierde electrones, fácilmente (un metal), se relaciona con otro que tiende a ganar electrones (no metal).

Un ejemplo común de un enlace iónico son las sales.

Enlace covalente

Este está constituido por una unión bastante fuerte, donde los electrones compartidos son de los átomos del compuesto formado.

Enlace covalente polar

En este tipo de enlace el par de electrones no se encuentra distribuido equitativamente entre los átomos, estas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad y que se halla dispuestos de manera que en la molécula existen zonas que tienen una mayor densidad de electrones que en otras.

Enlaces covalente coordinado

En este tipo de enlace uno de los dos componentes de la ecuación “dona” un par de sus electrones para así formar un enlace.

Enlace metálico

En este tipo de enlace, se ve que existe entre los átomos de un metal, y determina sus propiedades como el carácter conductor de calor y la electricidad en estado sólido.

Fuerzas intermoleculares

Al describir la naturaleza del enlace covalente se ha dicho que los atomos comparten electrones con otros átomos, formando unidades perfectamente diferenciables llamadas moléculas. Los átomos de estas moléculas están unidos fuertemente por enlaces covalente que determinan la reactividad química, y por lo tanto son responsables de sus propiedades químicas.

Existen también fuerzas de atracción entre las moléculas, estas fuerzas, conocidas como fuerzas intermoleculares, son muy débiles y son las responsables de las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

Interacciones dipolo-dipolo

Cuando las moléculas polares se aproximan, tienen a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige hacia el polo negativo de la otra, generando así una atracción electrostática entre los dipolos.

Esta atracción es mucho más débil que la que ocurre entre iones de carga opuesta porque los dipolos son solo cargas parciales. Las moléculas están en continuo movimiento, lo que impide que los dipolos se alinean perfectamente y que se presenten fuerzas repulsivas cuando se acercan dipolos de igual carga.

Interacciones por puentes de hidrogeno

La formación de puentes de hidrogeno confiere algunas propiedades a las sustancias. Las más elevadas relevantes son las siguientes:

• Los puentes de hidrogeno son los responsables de que el agua sea un liquido a temperatura ambiente, en vez de un gas, como también en la orientación de las moléculas de agua en el hielo, para dar una estructura cristalina muy abierta. Esta estructura abierta es la causa de que el hielo sea menos denso que el agua líquida.

• Las moléculas están unidas por puentes de hidrogeno presentan puntos de fusión y ebullición más altos de lo esperado.

• Los puentes de hidrogeno también permiten explicar la elevada solubilidad de líquidos como el agua y el alcohol etílico, o el agua y el amoniaco.

Interacciones mediante fuerzas de London

Así como las moléculas polares presentan algún tipo de fuerza intermolecular como las ya mencionadas anteriormente, también las sustancias conformadas por moléculas no polares y los átomos que constituyen los gases nobles experimentan atracciones muy débiles llamadas fuerzas de London, cuyo origen se puede explicar recordando que los electrones de una molécula se mantienen en movimiento continuo, por lo tanto, en cualquier momento puede presentarse un desequilibrio de la distribución de la carga de la molécula. Esto quiere decir que la molécula se autopolariza momentáneamente debido a la distribución desigual de su carga eléctrica.

Las fuerzas de London dependen de varios factores, entre otros del número de electrones, el tamaño molecular y la forma molecular. Mientras mayor sea el tamaño de la molécula, y por lo tanto el peso molecular, mayor será la polarización de las nubes electrónicas involucradas; por esta razón, las fuerzas de London crecen.

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