PRACTICA N°5 ENLACE QUÍMICO

PRACTICA N°5

ENLACE QUÍMICO

1. OBJETIVOS:

• Determinar el tipo de enlace de las diferentes sustancias.
• Predecir la polaridad y la apolaridad de los compuestos covalentes.
• Diferenciar entre los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente.

1. FUNDAMENTO TEÓRICO

Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones (con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.

Para un mejor entendimiento a continuación daremos algunas definiciones.

1. Notación de Lewis

Es la representación de los electrones de valencia (última capa) mediante puntos aspas, círculos, flechas ó rayas alrededor del símbolo del elemento.

                                                  S

                Pz E Px                                  Donde:

                                   Py                                       E: símbolo del elemento

                                                                              S, px, py, pz : orbitales que

                                                                                               contienen los electrones

1. Electronegatividad

Es la fuerza que tiene un átomo para atraer electrones

1. Regla del octeto

Todos los átomos tienen la tendencia de completar su última capa de ocho electrones o tener la configuración electrónica de un gas noble.

1. Clasificación de Enlaces Químicos:

1. Enlaces Interatómicos

A.1  Enlace iónico

Se caracteriza por la transferencia de electrones de un átomo a otro. Los compuestos iónicos binarios se forman entre un metal de baja electronegatividad (IA y IIA) y un no metal de alta electronegatividad (VIIA, O y N)

        [pic 1][pic 2]     [pic 3]                [pic 4][pic 5]

                 Na     +          Cl

Excepciones:

• BeCl2 , BeO, BeF2 , BeBr2, BeI2  y AlCl3 ( por sus puntos bajos de fusión son covalentes)
• NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, etc. Tiene enlace iónico por el carácter metálico del amonio.
• El LiH, ΔEN=1,1; sin embargo es iónico.

A.2  Enlace covalente

Este tipo de enlace se caracteriza por la compartición de electrones de valencia de átomos.

Ejemplo:     H*     °H              H –   H[pic 6]

1. Tipos de enlace covalente:

1. Según el número de electrones aportados para formar un par electrónico enlazante.

1. Covalente normal: El par de electrones del enlace es aportado por ambos átomos. Ejemplo: H* °Cl             H – Cl[pic 7]
2. Covalente coordinado o dativo: El par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los átomos. Se indica mediante una flecha.

[pic 8][pic 9]

1. Según el número de pares enlazantes:

1. Covalente simple: Es un par electrónico enlazante entre dos átomos

                                    Ejemplo:     X – Y  ó X           Y[pic 10]

1. Enlace múltiple: Consiste en dos o más pares de electrones enlazantes entre dos átomos:       X=Y: 1 enlace pi (π) y 1 sigma (σ)

                               X ≡ Y:   2 enlace pi (π) y 1 sigma (σ)

1. Polaridad del enlace covalente:

1. Enlace covalente Polar: Surge entre los átomos de elementos diferentes, debido a que uno de los átomos es más electronegativo que el otro. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad mayor será la polaridad.[pic 11]

                                                        TIPOS DE ENLACE POR  ΔEN

                                                            0≤ Covalente < 1,7[pic 12][pic 13]

 [pic 14][pic 15][pic 16][pic 17]

                                                         0                                      1,7                                        3,5[pic 18]

                                         No polar                   Polar                               Iónico ≥ 1,7    

 Ejemplo:

                                     Hδ+ -  Clδ- :               ΔEN =   3,0 – 2,1 = 0,9         ؞    El compuesto es covalente

1. Enlace covalente Apolar (No polar): Consiste en la compartición equitativa (o igual) de los electrones enlazantes entre dos átomos. Se representa cuando se unen átomos idénticos o de igual electronegatividad: H-H ΔEN =   0

A.3 Enlace Metálico

Los átomos de un metal tienen la tendencia a ceder electrones y formar iones positivos, por eso es que en estos elementos no encontramos átomos sino iones positivos. El enlace metálico es la unión de los átomos de un metal mediante electrones libres.

1. ENLACES INTERMOLECULARES Ó FUERZAS DE VAN DER WAALS:

B.1  Enlace Dipolo – Dipolo (D-D) : Es una fuerza de atracción eléctrica entre los polos opuestos de moléculas polares.

Ejemplo: la acetona (CH3-CO-CH3), el HCl.

B.2  Enlace Puente de Hidrógeno : Es un caso especial de enlace dipolo-dipolo muy fuerte. Se forman entre las moléculas polares que contienen H unido a cualquiera de los 3 elementos de alta electronegatividad que son: F,O,N.

Ejemplo: (F δ+  – F δ-,  O δ-   -  H δ+      ó   N δ-  - H δ+)

B.3 Enlace por la fuerza de London (F.L.): Fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes, en moléculas muy cercanas ( 5 a 10°A). En moléculas apolares son las únicas atracciones intermoleculares que existen debido a ello se puede explicar la licuación de sustancias gaseosas.

Ejemplo:       CH4, CO2, SO2, O2, N2, H2, etc

1.   MATERIALES Y REACTIVOS

1. Materiales y equipos:

• Equipo para medir la conductividad eléctrica
• Vaso de precipitado de 100 ml
• Probeta
• Trípode
• Varilla de vidrio
• Tubos de ensayos
• Pipetas
• Pisceta

1. Reactivos:

• Agua destilada
• Solución de HCl 0.1M
• Solución de CH3-COOH 0.1 M
• Solución de NaOH 0.1 M
• Solución de NH4OH 0.1M
• Solución de NaCl al 1%
• Solución de CuSO4
• Etanol
• Solución de sacarosa
• Bencina
• NaCl (sólido)
• Sacarosa
• Parafina
• Yodo (sólido)

1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. Experimento N° 01: Solubilidad de Sólidos en Líquidos Polares y No-polares

1. Preparar 12 tubos de ensayos limpios y secos.
2. En los 4 primeros colocar 1 ml de bencina en cada una de ellas; en los 4 siguientes 1 ml de agua y en los 4 últimos 1 ml de etanol.
3. En los 4 tubos que contiene al Bencina agregarle: Un trocito de parafina (Tubo N° 1), algunos cristales de sacarosa (Tubo N°2), algunos cristales de yodo (Tubo N°3) y algunos cristales de cloruro de sodio (Tubo N°4)
4. Proceder de igual manera para los tubos que contienen Agua y para los que contiene Etanol.
5. En los resultados anotar los calificativos: Soluble (S), medianamente soluble (MS) e insoluble (l).

Observación:

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Gráfico:

Cuadro de Resultados:

Nota:   No olvidar que  “LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE”

1. Experimento  N°02: Estudio del Enlace Ionico y Covalente por Conductividad Eléctrica.

1. Armar el equipo como se muestra en la figura.
2. Colocar unos 50 ml de agua destilada en un vaso de precipitado y pruebe su conductividad.
3. Conectar el tomacorriente y luego se observa el foco cuyo resultado se anota con los calificativos: fuerte, mediano y nulo. No olvidar desconectar el tomacorriente en cada ensayo antes de enjuagar los electrodos.
4. Repita el ensayo con el agua potable y las demás soluciones propuestas.
5. Determine, cuál de estos compuestos es Apolar.
6. Determine, cuáles serían electrolitos fuertes y cuáles débiles.

Observación:

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